Свойства и получение солей. Соли

Известно большое число реакций, приводящих к образованию солей. Приведем наиболее важные из них.

1. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

N аОН + Н NO 3 = N а NO 3 + Н 2 О

Al (OH ) 3 + 3НС1 = AlCl 3 + 3Н 2 О

2. Взаимодействие металлов с кислотами:

F е + 2 HCl = FeCl 2 + Н 2 

Zn + Н 2 S О 4 разб. = ZnSO 4 + Н 2 

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

С uO + Н 2 SO 4 = С uSO 4 + Н 2 О

ZnO + 2 HCl = Zn С l 2 + Н 2 О

4. Взаимодействие кислот с солями:

FeCl 2 + H 2 S = FeS  + 2 HCl

AgNO 3 + HCI = AgCl  + HNO 3

Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Взаимодействие растворов двух различных солей:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = Ва SO 4  + 2N аС l

Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl = Р b С 1 2  + 2NaNO 3

6. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами (щелочей с амфотерными оксидами):

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3  + Н 2 О,

2 N аОН (тв.) + ZnO Na 2 ZnO 2 + Н 2 О

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

Са O + SiO 2 Са SiO 3

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4

8. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2К + С1 2 = 2КС1

F е + S F е S

9. Взаимодействие металлов с солями.

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2

Pb(NO 3 ) 2 + Zn = Р b + Zn(NO 3 ) 2

10. Взаимодействие растворов щелочей с растворами солей

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Применение солей.

Ряд солей являются соединениями необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия, калия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот и фосфор). Ниже, на примерах отдельных солей, показаны области применения представителей данного класса неорганических соединений, в том числе, в нефтяной промышленности.

N аС1 - хлорид натрия (соль пищевая, поваренная соль). О широте использования этой соли говорит тот факт, что мировая добыча этого вещества составляет более 200 млн. т.

Эта соль находит широкое применение в пищевой промышленности, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия, кальцинированной соды (Na 2 CO 3 ). Хлорид натрия находит разнообразное применение в нефтяной промышленности, например, как добавка в буровые растворы для повышения плотности, предупреждения образования каверн при бурении скважин, как регулятор сроков схватывания цементных тампонажных составов, для понижения температуры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов.

КС1 - хлорид калия. Входит в состав буровых растворов, способствующих сохранению устойчивости стенок скважин в глинистых породах. В значительных количествах хлорид калия используется в сельском хозяйстве в качестве макроудобрения.

Na 2 CO 3 - карбонат натрия (сода). Входит в состав смесей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щелочности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к использованию (например, в котлах), широко используется для очистки природного газа от сероводорода и для производства реагентов для буровых и тампонажных растворов.

Al 2 (SO 4 ) 3 - сульфат алюминия. Компонент буровых растворов, коагулянт для очистки воды от тонкодисперсных взвешенных частиц, компонент вязкоупругих смесей для изоляции зон поглощения в нефтяных и газовых скважинах.

N а 2 В 4 О 7 - тетраборат натрия (бура). Является эффективным реагентом - замедлителем схватывания цементных растворов, ингибитором термоокислительной деструкции защитных реагентов на основе эфиров целлюлозы.

B а S О 4 - сульфат бария (барит, тяжелый шпат). Используется в качестве утяжелителя (  4,5 г/см 3) буровых и тампонажных растворов.

Fе 2 SO 4 - сульфат железа (П) (железный купорос). Используется для приготовления феррохромлигносульфоната - реагента-стабилизатора буровых растворов, компонент высокоэффективных эмульсионных буровых растворов на углеводородной основе.

F еС1 3 - хлорид железа (Ш). В сочетании со щелочью используется для очистки воды от сероводорода при бурении скважин водой, для закачки в сероводородсодержащие пласты с целью снижения их проницаемости, как добавка к цементам с целью повышения их стойкости к действию сероводорода, для очистки воды от взвешенных частиц.

CaCO 3 - карбонат кальция в виде мела, известняка. Является сырьем для производства негашеной извести СаО и гашеной извести Ca(OH) 2 . Используется в металлургии в качестве флюса. Применяется при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителя и наполнителя буровых растворов. Карбонат кальция в виде мрамора с определенным размером частиц применяется в качестве расклинивающего агента при гидравлическом разрыве продуктивных пластов с целью повышения нефтеотдачи.

CaSO 4 - сульфат кальция. В виде алебастра (2СаSО 4 · Н 2 О) широко используется в строительстве, входит в состав быстротвердеющих вяжущих смесей для изоляции зон поглощений. При добавке к буровым растворам в виде ангидрита (СаSО 4) или гипса (СаSО 4 · 2Н 2 О) придает устойчивость разбуриваемым глинистым породам.

CaCl 2 - хлорид кальция. Используется для приготовления буровых и тампонажных растворов для разбуривания неустойчивых пород, сильно снижает температуру замерзания растворов (антифриз). Применяется для создания растворов высокой плотности, не содержащих твердой фазы, эффективных для вскрытия продуктивных пластов.

N а 2 Si О 3 - силикат натрия (растворимое стекло). Используется для закрепления неустойчивых грунтов, для приготовления быстросхватывающихся смесей для изоляции зон поглощений. Применяется в качестве ингибитора коррозии металлов, компонента некоторых буровых тампонажных и буферных растворов.

AgNO 3 - нитрат серебра. Используется для химического анализа, в том числе пластовых вод и фильтратов буровых растворов на содержание ионов хлора.

Na 2 SO 3 - сульфит натрия. Используется для химического удаления кислорода (деаэрация) из воды в целях борьбы с коррозией при закачке сточных вод. Для ингибирования термоокислительной деструкции защитных реагентов.

Na 2 Cr 2 О 7 - бихромат натрия. Используется в нефтяной промышленности в качестве высокотемпературного понизителя вязкости буровых растворов, ингибитора коррозии алюминия, для приготовления ряда реагентов.

Основания могут взаимодействовать:

с неметаллами -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
с кислотными оксидами -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
с солями (выпадение осадка, высвобождение газа) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Существую также другие способы получения:

взаимодействие двух солей -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
реакция металлов и неметаллов -
соединение кислотных и основных оксидов -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4 ;
взаимодействие солей с металлами -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Химические свойства

Растворимые соли являются электролитами и подвержены реакции диссоциации. При взаимодействии с водой они распадаются, т.е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы соответственно. Катионами являются ионы металлов, анионами - кислотные остатки. Примеры ионных уравнений:

NaCl → Na + + Cl − ;
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .

Помимо катионов металлов в солях могут присутствовать катионы аммония (NH4 +) и фосфония (PH4 +).

Другие реакции описаны в таблице химических свойств солей.

Рис. 3. Выделение осадка при взаимодействии с основаниями.

Некоторые соли в зависимости от вида разлагаются при нагревании на оксид металла и кислотный остаток или на простые вещества. Например, СаСO 3 → СаO + СО 2 , 2AgCl → Ag + Cl 2 .

Что мы узнали?

Из урока 8 класса химии узнали об особенностях и видах солей. Сложные неорганические соединения состоят из металлов и кислотных остатков. Могут включать водород (кислые соли), два металла или два кислотных остатка. Это твёрдые кристаллические вещества, которые образуются в результате реакций кислот или щелочей с металлами. Реагируют с основаниями, кислотами, металлами, другими солями.

Способы получения солей

Рассмотрим важнейшие способы получения солей.

1. Реакция нейтрализации . Этот способ уже неоднократно встречался в предыдущих параграфах. Растворы кислоты и основания смешивают (осторожно!) в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. К примеру:

2 . Реакция кислот с основными оксидами . Этот способ получения солей упоминался в параграфе 8-3. Фактически, это вариант реакции нейтрализации. К примеру:

3 . Реакция оснований с кислотными оксидами (см. параграф 8.2). Это также вариант реакции нейтрализации:

В случае если пропускать в раствор избыток СО 2 , то получается избыток угольной кислоты и нерастворимый карбонат кальция превращается в растворимую кислую соль – гидрокарбонат кальция Са(НСО 3) 2:

СаСО 3 + Н 2 СО 3 = Са(НСО 3) 2 (раствор)

4 . Реакция базовых и кислотных оксидов между собой :

5 . Реакция кислот с солями . Этот способ подходит, к примеру, в том случае, в случае если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

6 . Реакция оснований с солями . Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. К примеру:

7 . Реакция двух различных солей . Реакцию удается провести только в том случае, в случае если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. В случае если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na + + Cl - + K + + Br -

В случае если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8 . Реакция металлов с кислотами . В способах 1 – 7 мы имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соединения. Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. К примеру, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 8-3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

9 . Реакция металлов с неметаллами . Эта реакция внешне напоминает горение. Металл "сгорает" в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый "дым":

10 . Реакция металлов с солями . Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее , способны вытеснять менее активные (расположенные правее ) металлы из их солей:

Алканы

Алканы - углеводороды, в молекулах которых атомы связаны одинарными связями и которые соответствуют общей формуле С n Н 2n+2 . В молекулах алканов все атомы углерода находятся в состоянии sр 3 -гибридизации. Это означает, что все четыре гибридные орбитали атома углерода одинаковы по форме, энергии и направлены в углы равносторонней треугольной пирамиды - тетраэдра. Углы между орбиталями равны 109°28" Вокруг одинарной углерод-углеродной связи возможно практически свободное вращение, и молекулы алканов могут приобретать самую разнообразную форму. В развернутом состоянии такие молекулы имеют зигзагообразную форму с углами при атомах углерода, близких к тетраэдрическому (109°280, к примеру в молекуле н -пентана. Особо стоит напомнить о связях, при помощи которых построены молекулы алканов. Все связи в молекулах алканов одинарные. Перекрывание происходит по оси, соединяющей ядра атомов, т. е. это Þ-связи. Связи углерод-углерод являются неполярными и плохо поляризуемыми. Длина С-С связи в алканах равна 0,154 нм. Связи С-Н несколько короче. Электронная плотность немного смещена в сторону более электроотрицательного атома углерода, т. е. связь С-Н является слабополярной. Отсутствие в молекулах предельных углеводородов полярных связей приводит к тому, что они плохо растворяются в воде, не вступают во взаимодействие с заряженными частицами (ионами). Наиболее характерными для алканов являются реакции, протекающие с участием свободных радикалов. Гомологический ряд метана Как вы уже знаете, гомологи - это вещества, сходные по строению и свойствам и отличающиеся на одну или более групп СН2. Предельные углеводороды составляют гомологический ряд метана.

Изомерия и номенклатура Для алканов характерна так называемая структурная изомерия. Структурные изомеры отличаются друг от друга строением углеродного скелета. Как вам уже известно, простейший алкан, для которого характерны структурные изомеры, - это бутан. Основы номенклатуры ИЮПАК уже обсуждались. В этой части параграфа она будет рассмотрена подробнее для алканов. 1. Выбор главной цепи Формирование названия углеводорода начинается с определения главной цепи - самой длинной цепочки атомов углерода в молекуле, которая является как бы ее основой. 2. Нумерация атомов главной цепи Атомам главной цепи присваивают номера. Нумерация атомов главной цепи начинается с того конца, к которому ближе стоит заместитель (структуры А, Б). В случае если заместители находятся на равном удалении от конца цепи, то нумерация начинается от того конца, при котором их больше (структура В). В случае если различные заместители находятся на равном удалении от концов цепи, то нумерация начинается с того конца, к которому ближе старший (структура Г). Старшинство углеводородных заместителей определяется по тому, в каком порядке следует в алфавите буква, с которой начинается их название: летил (-СН3), затем пропил (-СН2-СН2-СН3), этил (-СН2-СН3) и т. д.Обратите внимание, что название заместителя формируется заменой суффикса -ан на суффикс -ил в названии соответствующего алкана. 3. Формирование названия В начале названия указывают цифры - номера атомов углерода, при которых находятся заместители. В случае если при данном атоме находится несколько заместителей, то соответствующий номер в названии повторяется дважды через запятую (2,2-). После номера через дефис указывают количество заместителей (ди - два, три - три, тетра - четыре, пента - пять) и название заместителя (метил, этил, пропил), затем без пробелов и дефисов - название главной цепи. Главная цепь принято называть как углеводород - член гомологического ряда метана (метан, этан, пропан и т. д.).

Названия веществ, структурные формулы которых приведены выше, следующие: структура А 2-метилбутан

структура Б З-метилгексан

структура В 2,2,4-тприметилпентап

структура Г З-метил-5-этилтептан Получение 1. Выделение углеводородов из природного сырья. Источниками предельных углеводородов, как вы уже знаете, являются нефть и природный газ. Основной компонент природного газа - простейший углеводород метан, который используется непосредственно или подвергается переработке. Нефть, извлеченная из земных недр, также подвергается переработке, ректификации, крекингу. Больше всего углеводородов получают при переработке нефти и других природных источников. Но значительное количество ценных углеводородов получают искусственно, синтетическими способами. 2. Изомеризация. Наличие катализаторов изомеризации ускоряет образование углеводородов с разветвленным скелетом из линейных углеводородов:

Добавление катализаторов позволяет несколько уменьшить температуру, при которой протекает реакция. 3. Гидрирование (присоединение водорода) алкенов. Как уже было сказано, в результате крекинга образуется большое количество непредельных углеводородов с двойной связью - алкенов. Уменьшить их количество можно, добавив в систему водород и катализаторы гидрирования - металлы (платина, палладий, никель): СН3 - СН2 - СН = СН2 + Н2 -> СН3 - СН2 - СН2 - СН3 Крекинг в присутствии катализаторов гидрирования с добавлением водорода принято называть восстановительным крекингом. Основными его продуктами являются предельные углеводороды. В заключение добавим, что повышение давления при крекинге (крекинг высокого давления) позволяет уменьшить количество газообразных (СН4-С4Н10) углеводородов и повысить содержание жидких углеводородов с длиной цепи 6-10 атомов углерода, которые составляют основу бензинов. Мы рассмотрели несколько промышленных способов получения алканов, которые являются основой промышленной переработки основного углеводородного сырья - нефти. Теперь обсудим несколько лабораторных способов получения алканов. 4. Декарбоксилирование натриевых солей карбоновых кислот. Нагревание натриевой соли уксусной кислоты (ацетата натрия) с избытком щелочи приводит к отщеплению карбоксильной группы и образованию метана: СН3СОNа + NаОН СН4 + Nа2С03 В случае если вместо ацетата натрия взять пропионат натрия, то образуется этан, из бутаноата натрия - пропан и т. д. RСН2СОNа +NаОН -> RСН3 + Nа2С03 5. Синтез Вюрца. При взаимодействии галогеналканов с щелочным металлом натрием образуются предельные углеводороды и галогенид щелочного металла, к примеру: 2СН3СН2Вг + 2Nа -ʼʼ>СН3СН2СН2СН3 + 2NаВг Действие щелочного металла на смесь галогенуглеводородов (к примеру, бромэтана и бромметана) приведет к образованию смеси алканов (этана, пропана и бутана). Реакция, на которой основан синтез Вюрца, хорошо протекает только с галогеналканами, в молекулах которых атом галогена присоединен к первичному атому углерода. 6. Гидролиз карбидов . При обработке некоторых карбидов, содержащих углерод в степени окисления -4 (к примеру, карбида алюминия), водой образуется метан: Аl4С3 + 12Н20 = ЗСН4 + 4Аl(ОН)3 Физические свойства Первые четыре представителя гомологического ряда метана - газы. Простейший из них - метан - газ без цвета͵ вкуса и запаха (запах ʼʼгазаʼʼ, почувствовав который нужно звонить по телефону 04, определяется запахом меркаптанов - серусодер-жащих соединений, специально добавляемых к метану, используемому в бытовых и промышленных газовых приборах, для того чтобы люди, находящиеся рядом с ними, могли по запаху определить утечку). Углеводороды состава от С5Н12 до С15Н32 - жидкости, более тяжелые углеводороды - твердые вещества. Температуры кипения и плавления алканов постепенно увеличиваются с возрастанием длины углеродной цепи. Все углеводороды плохо растворяются в воде, жидкие углеводороды являются распространенными органическими растворителями.

Химические свойства 1. Реакции замещения. Наиболее характерными для ал-канов являются реакции свободнорадикального замещения, в ходе которых атом водорода замещается на атом галогена или какую-либо группу. Приведем уравнения наиболее характерных реакций. Галогенирование: СН4 + С12 -> СН3Сl + HCl В случае избытка галогена хлорирование может пойти дальше, вплоть до полного замещения всех атомов водорода на хлор: СН3Сl + С12 -> HCl + СН2Сl2 дихлорметан хлористый метилен СН2Сl2 + Сl2 -> HCl + CHCl3 трихлорметан хлороформ СНСl3 + Сl2 -> HCl + ССl4 тетрахлорметан четыреххлористый углерод Полученные вещества широко используются как растворители и исходные вещества в органических синтезах. 2. Дегидрирование (отщепление водорода). При пропускании алканов над катализатором (Pt, Ni, А1203, Сг2O3) при высокой температуре (400-600 °С) происходит отщепление молекулы водорода и образование алкена: СН3-СН3 -> СН2=СН2 + Н2 3. Реакции, сопровождающиеся разрушением углеродной цепи. Все предельные углеводороды горят с образованием углекислого газа и воды. Газообразные углеводороды, смешанные с воздухом в определенных соотношениях, могут взрываться. Горение предельных углеводородов - это свободнора-дикальная экзотермическая реакция, которая имеет очень большое значение при использовании алканов в качестве топлива. СН4 + 2O2 -> С02 + 2Н2O + 880кДж

В общем виде реакцию горения алканов можно записать следующим образом:

Реакции термического расщепления лежат в базе промышленного процесса - крекинга углеводородов. Этот процесс является важнейшей стадией переработки нефти. При нагревании метана до температуры 1000 °С начинается пиролиз метана - разложение на простые вещества. При нагревании до температуры 1500 °С возможно образование ацетилена. 4. Изомеризация. При нагревании линейных углеводородов с катализатором изомеризации (хлоридом алюминия) происходит образование веществ с разветвленным углеродным скелетом:

5. Ароматизация. Алканы с шестью или более углеродными атомами в цепи в присутствии катализатора циклизуются с образованием бензола и его производных:

В чем причина того, что алканы вступают в реакции, протекающие по свободнорадикальному механизму? Все атомы углерода в молекулах алканов находятся в состоянии sр 3 -гибридизации. Молекулы этих веществ построены при помощи ковалентных неполярных С-С (углерод-углерод) связей и слабополярных С-Н (углерод-водород) связей. В них нет участков с повышенной и пониженной электронной плотностью, легко поляризуемых связей, т. е. таких связей, электронная плотность в которых может смещаться под действием внешних воздействий (электростатических полей ионов). Следовательно, алканы не будут реагировать с заряженными частицами, так как связи в молекулах алканов не разрываются по гетеролитическому механизму.Наиболее характерными реакциями алканов являются реакции свободнорадикального замещения. В ходе этих реакций атом водорода замещается на атом галогена или какую-либо группу. Кинетику и механизм свободнорадикальных цепных реакций, т. е. реакций, протекающих под действием свободных радикалов - частиц, имеющих неспаренные электроны, - изучал замечательный русский химик Н. Н. Семенов. Именно за эти исследования ему была присуждена Нобелевская премия по химии.

Обычно механизм реакции свободнорадикального замещения представляют тремя основными стадиями: 1. Инициирование (зарождение цепи, образование свободных радикалов под действием источника энергии - ультрафиолетового света͵ нагревания). 2. Развитие цепи (цепь последовательных взаимодействий свободных радикалов и неактивных молекул, в результате которых образуются новые радикалы и новые молекулы). 3. Обрыв цепи (объединение свободных радикалов в неактивные молекулы (рекомбинация), ʼʼгибельʼʼ радикалов, прекращение развития цепи реакций).

Семенов Николай Николаевич

(1896 - 1986)Советский физик и физикохимик, академик. Лауреат Нобелевской премии (1956). Научные исследования относятся к учению о химических процессах, катализе, цепных реакциях, теории теплового взрыва и горении газовых смесей.

Рассмотрим данный механизм на примере реакции хлорирования метана: СН4 + Сl2 -> СН3Сl + НСl Инициирование цепи происходит в результате того, что под действием ультрафиолетового облучения или при нагревании происходит гомолитический разрыв связи Сl-Сl и молекула хлора распадается на атомы: Сl: Сl -> Сl· + Сl· Образовавшиеся свободные радикалы атакуют молекулы метана, отрывая у них атом водорода: СН4 + Сl· -> СН3· + НСl и превращая в радикалы СН3·, которые, в свою очередь, сталкиваясь с молекулами хлора, разрушают их с образованием новых радикалов: СН3· + Сl2 -> СН3Сl + Сl· и т. д. Происходит развитие цепи. Наряду с образованием радикалов происходит их ʼʼгибельʼʼ в результате процесса рекомбинации - образования неактивной молекулы из двух радикалов: СН3· + Сl· -> СН3Сl

Сl· + Сl· -> Сl2 СН3· + СН3· -> СН3-СН3 Интересно отметить, что при рекомбинации выделяется ровно столько энергии, сколько крайне важно для разрушения только что образовавшейся связи. В связи с этим рекомбинация возможна только в том случае, в случае если в соударении двух радикалов участвует третья частица (другая молекула, стенка реакционного сосуда), которая забирает на себя избыток энергии. Это дает возможность регулировать и даже останавливать свободнорадикальные цепные реакции.Обратите внимание на последний пример реакции рекомбинации - образование молекулы этана. Этот пример показывает, что реакция с участием органических соединений представляет собой достаточно сложный процесс, в результате которого, наряду с основным продуктом реакции, очень часто образуются побочные продукты, что приводит к крайне важно сти разрабатывать сложные и дорогостоящие методики очистки и выделения целевых веществ. В реакционной смеси, полученной при хлорировании метана, наряду с хлорметаном (СН3Сl) и хлороводородом, будут содержаться: дихлорметан (СН2Сl2), трихлорметан (СНСl3), тетрахлорметан (ССl4), этан и продукты его хлорирования. Теперь попытаемся рассмотреть реакцию галогенирования (к примеру, бромирования) более сложного органического соединения - пропана. В случае если в случае хлорирования метана возможно только одно моно-хлорпроизводное, то в этой реакции может образоваться уже два монобромпроизводных:

Видно, что в первом случае происходит замещение атома водорода при первичном атоме углерода, а во втором - при вторичном. Одинаковы ли скорости этих реакций? Оказывается, что в конечной смеси преобладает продукт замещения атома водорода, который находится при вторичном углероде, т. е. 2-бромпропан (СН3-СНВг-СН3). Давайте попытаемся объяснить это.Для того чтобы это сделать, нам придется воспользоваться представлением об устойчивости промежуточных частиц. Вы обратили внимание, что при описании механизма реакции хлорирования метана мы упомянули радикал метил - СН3·? Этот радикал является промежуточной частицей между метаном СН4 и хлорметаном СН3Сl. Промежуточной частицей между пропаном и 1-бромпропаном является радикал с неспаренным электроном при первичном углероде, а между пропаном и 2-бромпропаном - при вторичном.

Радикал с неспаренным электроном при вторичном атоме углерода (б) является более устойчивым по сравнению со свободным радикалом с неспаренным электроном при первичном атоме углерода (а). Он и образуется в большем количестве. По этой причине основным продуктом реакции бромирования пропана является 2-бром-пропан - соединение, образование которого протекает через более устойчивую промежуточную частицу. Приведем несколько примеров свободнорадикальных реакций: Реакция нитрования (реакция Коновалова)

Реакция применяется для получения нитросоединений - растворителей, исходных веществ для многих синтезов. Каталитическое окисление алканов кислородом Эти реакции являются основой важнейших промышленных процессов получения альдегидов, кетонов, спиртов непосредственно из предельных углеводородов, к примеру: СН4 + [О] -> СН3ОН

Применение Предельные углеводороды, в особенности метан, находят очень широкое применение в промышленности (схема 2). Οʜᴎ являются простым и достаточно дешевым топливом, сырьем для получения большого количества важнейших соединений. Соединения, полученные из метана, самого дешевого углеводородного сырья, применяют для получения множества других веществ и материалов. Метан используют как источник водорода в синтезе аммиака, а также для получения синтез-газа (смесь СО и Н2), применяемого для промышленного синтеза углеводородов, спиртов, альдегидов и других органических соединений. Углеводороды более высококипящих фракций нефти используются как горючее для дизельных, турбореактивных двигателей, как основа смазочных масел, как сырье для производства синтетических жиров и т. д. Приведем несколько промышленно значимых реакций, протекающих с участием метана. Метан используют для получения хлороформа, нитрометана, кислородсодержащих производных. Спирты, альдегиды, карбоновые кислоты могут образовываться при непосредственном взаимодействии алканов с кислородом исходя из условий проведения реакций (катализатора, температуры, давления):

Как вы уже знаете, углеводороды состава от С5Н12 до С11Н24 входят в бензиновую фракцию нефти и применяются в основном как горючее для двигателей внутреннего сгорания. Известно, что наиболее ценными компонентами бензина являются изомерные углеводороды, так как они обладают максимальной детонационной устойчивостью. Углеводороды при контакте с кислородом воздуха медленно образуют с ним соединения - перекиси. Это медленно протекающая свободнорадикальная реакция, инициатором которой является молекула кислорода:

Обратите внимание на то, что гидропероксидная группа образуется при вторичных атомах углерода, которых больше всего в линейных, или нормальных, углеводородах. При резком повышении давления и температуры, происходящем в конце такта сжатия, начинается разложение этих перекисных соединений с образованием большого числа свободных радикалов, которые ʼʼзапускаютʼʼ свободнорадикальную цепную реакцию горения раньше, чем это крайне важно. Поршень еще идет вверх, а продукты горения бензина, которые уже успели образоваться в результате преждевременного поджига смеси, толкают его вниз. Это приводит к резкому уменьшению мощности двигателя, его износу.Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, основной причиной детонации является наличие перекисных соединений, способность образовывать которые максимальна у линейных углеводородов.Наименьшей детонационной устойчивостью среди углеводородов бензиновой фракции (С5Н14 - С11Н24) обладает к-гептан. Наиболее устойчив (т. е. в наименьшей степени образует перекиси) так называемый изооктан (2,2,4-триметилпентан). Общепринятой характеристикой детонационной устойчивости бензина является октановое число. Октановое число 92 (к примеру, бензин А-92) означает, что данный бензин обладает теми же свойствами, что и смесь, состоящая из 92% изооктана и 8% гептана. В заключение можно добавить, что использование высокооктанового бензина дает возможность повысить степень сжатия (давление в конце такта сжатия), что приводит к повышению мощности и КПД двигателя внутреннего сгорания.

17. Спирты

Строение Спиртами (или алканолами) называются органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько гидроксильных групп (групп -ОН), соединенных с углеводородным радикалом.

По числу гидроксильных групп (атомности) спирты делятся на: ‣‣‣ одноатомные ‣‣‣ двухатомные (гликоли) ‣‣‣ трехатомные.

По характеру углеводородного радикала выделяют следующие спирты: ‣‣‣ предельные, содержащие в молекуле лишь предельные углеводородные радикалы ‣‣‣ непредельные, содержащие в молекуле кратные (двойные и тройные) связи между атомами углерода ‣‣‣ ароматические, т. е. спирты, содержащие в молекуле бензольное кольцо и гидроксильную группу, связанные друг с другом не непосредственно, а через атомы углерода.

Органические вещества, содержащие в молекуле гидрок-сильные группы, связанные непосредственно с атомом углерода бензольного кольца, существенно отличаются по химическим свойствам от спиртов и в связи с этим выделяются в самостоятельный класс органических соединений - фенолы. К примеру, гидроксибензол фенол. Подробнее со строением, свойствами и применением фенолов мы познакомимся позже. Существуют и полиатомные (многоатомные) спирты , содержащие более трех гидроксильных групп в молекуле. К примеру, простейший шестиатомный спирт гексаол (сорбит).

Следует заметить, что спирты, содержащие две гидроксильные группы при одном атоме углерода, неустойчивы и самопроизвольно разлагаются (подвергаются перегруппировке атомов) с образованием альдегидов и кетонов:

Непредельные спирты, содержащие гидроксильную группу у атома углерода, связанного двойной связью, называются еколами. Нетрудно догадаться, что название этого класса соединений образовано из суффиксов -ен и -ол, указывающих на присутствие в молекулах двойной связи и гидроксильной группы. Енолы, как правило, неустойчивы и самопроизвольно превращаются (изомеризуются) в карбонильные соединения - альдегиды и кетоны. Эта реакция обратима, сам процесс называют кето-енольной таутомерией. Так, простейший енол - виниловый спирт чрезвычайно быстро изомеризуется в уксусный альдегид. По характеру атома углерода, с которым связана гидроксильная группа, спирты делятся на: ‣‣‣ первичные, в молекулах которых гидроксильная группа связана с первичным атомомуглерода ‣‣‣ вторичные, в молекулах которых гидроксильная группа связана с вторичным атомом углерода ‣‣‣ третичные, в молекулах которых гидроксильная группа связана с третичным атомом углерода, к примеру: Номенклатура и изомерия При образовании названий спиртов к названию углеводорода, соответствующего спирту, добавляют (родовой) суффикс -ол. Цифрами после суффикса указывают положение гидроксильной группы в главной цепи, а префиксами ди-, три-, тетра- и т. д. - их число:

Начиная с третьего члена гомологического ряда, у спиртов появляется изомерия положения функциональной группы (пропанол-1 и пропанол-2), а с четвертого - изомерияуглеродного скелета (бутанол-1; 2-метилпропанол-1). Стоит сказать, что для них характерна и межклассовая изомерия - спирты изомерны простым эфирам.

рода, входящий в гидроксильную группу молекул спиртов, резко отличается от атомов водорода и углерода по способности притягивать и удерживать электронные пары. Благодаря этому в молекулах спиртов имеются полярные связи С-О и О-Н. Физические свойства спиртов

Учитывая полярность связи О-Н и значительный частичный положительный заряд, локализованный (сосредоточенный) на атоме водорода, говорят, что водород гидроксильной группы имеет ʼʼкислотныйʼʼ характер.
Размещено на реф.рф
Этим он резко отличается от атомов водорода, входящих в углеводородный радикал. Необходимо отметить, что атом кислорода гидроксильной группы имеет частичный отрицательный заряд и две неподеленные электронные пары, что дает возможность спиртам образовывать особые, так называемые водородные связи между молекулами. Водородные связи возникают при взаимодействии частично положительно заряженного атома водорода одной молекулы спирта и частично отрицательно заряженного атома кислорода другой молекулы. Именно благодаря водородным связям между молекулами спирты имеют аномально высокие для своей молекулярной массы температуры кипения. Так, пропан с относительной молекулярной массой 44 при обычных условиях является газом, а простейший из спиртов - метанол, имея относительную молекулярную массу 32, в обычных условиях жидкость. Низшие и средние члены ряда предельных одноатомных спиртов, содержащие от одного до одиннадцати атомов углерода, - жидкости. Высшие спирты (начиная с С 12 Н 25 ОН) при комнатной температуре - твердые вещества. Низшие спирты имеют характерный алкогольный запах и жгучий вкус, они хорошо растворимы в воде. По мере увеличения углеводородного радикала растворимость спиртов в воде понижается, и ок-танол уже не смешивается с водой. Химические свойства Свойства органических веществ определяются их составом и строением. Спирты подтверждают общее правило. Их молекулы включают в себя углеводородные и гидроксильные радикалы, в связи с этим химические свойства спиртов определяются взаимодействием и влиянием друг на друга этих групп. Характерные для данного класса соединений свойства обусловлены наличием гидроксильной группы. 1. Взаимодействие спиртов со щелочными и щелочноземельными металлами. Для выявления влияния углеводородного радикала на гидроксильную группу крайне важно сравнить свойства вещества, содержащего гидроксильную группу и углеводородный радикал, с одной стороны, и вещества, содержащего гидроксильную группу и не содержащего углеводородный радикал, - с другой. Такими веществами бывают, к примеру, этанол (или другой спирт) и вода. Водород гидроксильной группы молекул спиртов и молекул воды способен восстанавливаться щелочными и щелочноземельнымиметаллами (замещаться на них).

С водой это взаимодействие идет значительно активнее, чем со спиртом, сопровождается большим выделением тепла, может приводить к взрыву. Это различие объясняется электронодонорными свойствами ближайшего к гидроксильной группе радикала. Обладая свойствами донора электронов (+I-эффектом), радикал несколько повышает электронную плотность на атоме кислорода, ʼʼнасыщаетʼʼ его за свой счет, уменьшая тем самым полярность О-Н-связи и ʼʼкислотныйʼʼ характер атома водорода гидроксильной группы в молекулах спиртов по сравнению с молекулами воды. 2. Взаимодействие спиртов с галогеноводородами. Замещение гидроксильной группы на галоген приводит к образованию галогеналканов. К примеру: С2Н5ОН + НВг <-> С2Н5Вг + Н2O Данная реакция обратима. 3. Межмолекулярная дегидратация спиртов - отщепление молекулы воды от двух молекул спирта при нагревании в присутствии водоотнимающих средств

В результате межмолекулярной дегидратации спиртов образуются простые эфиры. Так, при нагревании этилового спирта с серной кислотой до температуры от 100 до 140 °С образуется диэтиловый (серный) эфир.
Размещено на реф.рф
4. Взаимодействие спиртов с органическими и неорганическими кислотами с образованием сложных эфиров (реакция этерификации):

Реакция этерификации катализируется сильными неорганическими кислотами.К примеру, при взаимодействии этилового спирта и уксус-аой кислоты образуется уксусноэтиловый эфир - этилацетат:

5. Внутримолекулярная дегидратация спиртов происходит при нагревании спиртов в присутствии водоотнимающих средств до более высокой температуры, чем температура межмолекулярной дегидратации. В результате ее образуются алкены. Эта реакция обусловлена наличием атома водорода и гидроксиль-ной группы при соседних атомах углерода. В качестве примера можно привести реакцию получения этена (этилена) при нагревании этанола выше 140 °С в присутствии концентрированной серной кислоты. 6. Окисление спиртов обычно проводят сильными окислителями, к примеру дихроматом калия или перманганатом калия в кислой среде. При этом действие окислителя направляется на тот атом углерода, который уже связан с гидроксильной группой. Учитывая зависимость отприроды спирта и условий проведения реакции могут образовываться различные продукты. Так, первичные спирты окисляются сначала в альдегиды, а затем в карбоновые кислоты:

Третичные спирты достаточно устойчивы к окислению. При этом в жестких условиях (сильный окислитель, высокая температура) возможно окисление третичных спиртов, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ происходит с разрывом углерод-углеродных связей, ближайших к гидроксильной группе. 7. Дегидрирование спиртов. При пропускании паров спирта при 200-300 °С над металлическим катализатором, к примеру медью, серебром или платиной, первичные спирты превращаются в альдегиды, а вторичные - в кетоны:

Присутствием в молекуле спирта одновременно нескольких гидроксильных групп обусловлены специфические свойства многоатомных спиртов, которые способны образовывать растворимые в воде ярко-синие комплексные соединения при взаимодействии со свежеполученным осадком гидроксида меди(II).Одноатомные спирты не способны вступать в эту реакцию. По этой причине она является качественной реакцией на многоатомные спирты. Алкоголяты щелочных и щелочноземельных металлов подвергаются гидролизу при взаимодействии с водой. К примеру, при растворении этилата натрия в воде протекает обратимая реакция С2Н5ОNа + НОН <-> С2Н5ОН + NаОН равновесие которой практически полностью смещено вправо. Это также подтверждает, что вода по своим кислотным свойствам (ʼʼкислотномуʼʼ характеру водорода в гидроксильной группе) превосходит спирты. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, взаимодействие алкоголятов с водой можно рассматривать как взаимодействие соли очень слабой кислоты (в данном случае в данном качестве выступает спирт, образовавший алкоголят) с кислотой более сильной (эту роль здесь играет вода). Спирты могут проявлять основные свойства при взаимодействии с сильными кислотами, образуя соли алкилоксония благодаря наличию неподеленной электронной пары на атоме кислорода гидроксильной группы:

Реакция этерификации обратима (обратная реакция - гидролиз сложного эфира), равновесие смещается вправо в присутствии водоотнимающих средств.Внутримолекулярная дегидратация спиртов протекает в соответствии с правилом Зайцева: при отщеплении воды от вторичного или третичного спирта атом водорода отрывается от наименее гидрированного атома углерода. Так, дегидратация бутанола-2 приводит к бутену-2, а не бутену-1. Наличие в молекулах спиртов углеводородных радикалов не может не сказаться на химических свойствах спиртов. Химические свойства спиртов, обусловленные углеводородным радикалом, различны и зависят от его характера. Так, все спирты горят; непредельные спирты, содержащие в молекуле двойную С=С связь, вступают в реакции присоединения, подвергаются гидрированию, присоединяют водород, реагируют с галогенами, к примеру, обесцвечивают бромную воду, и т. д. Способы получения 1. Гидролиз галогеналканов. Вы уже знаете, что образование галогеналканов при взаимодействии спиртов с галогено-водородами - обратимая реакция. По этой причине понятно, что спирты бывают получены при гидролизе галогеналканов - реакции этих соединений с водой. Многоатомные спирты можно получить при г

Способы получения солей - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Способы получения солей" 2017, 2018.

Ни один процесс в мире не возможен без вмешательства химических соединений, которые, реагируя между собой, создают основу для благоприятных условий. Все элементы и вещества в химии классифицируются в соответствии со строением и функциями, которые они выполняют. Основными являются кислоты и основания. При их взаимодействии образуются растворимые и нерастворимые соли.

Примеры кислот, солей

Кислота - сложное вещество, которое в своем составе содержит один или более атомов водорода и кислотный остаток. Отличительным свойством таких соединений является способность заменить водород металлом или каким-либо положительным ионом, в результате чего происходит образование соответствующей соли. Практически все кислоты, за исключением некоторых (H 2 SiO 3 - кремниевая кислота), растворимы в воде, причем сильные, такие как HCl (соляная), HNO 3 (азотная), H 2 SO 4 (серная), полностью распадаются на ионы. А слабые (например, HNO 2 - азотистая, H 2 SO 3 - сернистая) - частично. Их водородный показатель (pH), определяющий активность ионов водорода в растворе, меньше 7.

Соль - сложное вещество, состоящее чаще всего из катиона металла и аниона кислотного остатка. Обычно она получается при реагировании кислот и оснований. В результате такого взаимодействия еще выделяется вода. В качестве катионов соли могут служить, например, катионы NH 4 + . Они, так же как и кислоты, могут растворяться в воде с различной степенью растворимости.

Примеры солей в химии: СаСО 3 - карбонат кальция, NaCl - хлорид натрия, NH 4 Cl - хлорид аммония, K 2 SO 4 - сульфат калия и другие.

Классификация солей

В зависимости от количества замещения катионов водородов выделяют следующие категории солей:

Средние - соли, в которых катионы водороды заменяются полностью на катионы металлов или другие ионы. Такими примерами солей в химии могут послужить самые обычные вещества, которые встречаются чаще всего - KCl, K 3 PO 4 .
Кислые - вещества, в которых катионы водорода замещаются другими ионами не полностью. Примерами могут послужить гидрокарбонат натрия (NaHCO 3) и гидроортофосфат калия (K 2 HPO 4).
Основные - соли, в которых кислотные остатки не до конца замещаются гидроксогруппой при избытке основания или недостатке кислоты. К таким веществам относится MgOHCl.
Комплексные соли: Na, K 2 .

В зависимости от количества присутствующих в составе соли катионов и анионов различают:

Простые - соли, имеющие в составе один вида катиона и аниона. Примеры солей: NaCl, K 2 CO 3 , Mg(NO3) 2 .
Двойные - соли, которые состоят из пары типов положительно заряженных ионов. К таким относится сульфат алюминия-калия.
Смешанные - соли, в которых присутствует два вида аниона. Примеры солей: Са(OCl)Cl.

Получение солей

Эти вещества получаются главным образом при реагировании щелочи с кислотой, в результате чего образуется вода: LiOH + HCl = LiCl + H 2 O.

При взаимодействии кислотного и основного оксидов также образуются соли: СаО + SO 3 = CaSO 4.

Они же получаются при вступлении в реакцию кислоты и металла, который стоит до водорода в электрохимическом ряду напряжений. Как правило, это сопровождается выделением газа: H 2 SO 4 + Li = Li 2 SO 4 + H 2.

При взаимодействии оснований (кислот) с кислотными (основными) оксидами образуются соответствующие соли: 2KOH + SO 2 = K 2 SO 3 + H 2 O; 2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O.

Основные реакции солей

При взаимодействии соли и кислоты получается другая соль и новая кислота (условием такой реакции является то, что в результате должен выпасть осадок или выделиться газ): HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl.

При реагировании двух разных растворимых солей получают: CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl.

Некоторые плохо растворимые в воде соли обладают способностью разлагаться на соответствующие продукты реакции при нагревании: СаСО 3 = СаО + СО 2.

Некоторые соли могут подвергаться гидролизу: обратимо (если это соль сильного основания и слабой кислоты (CaCO 3) или сильной кислоты и слабого основания (CuCl 2)) и необратимо (соль слабой кислоты и слабого основания (Ag 2 S)). Соли сильных оснований и сильных кислот (KCl) не гидролизуются.

Они также могут диссоциировать на ионы: частично или полностью, в зависимости от состава.

Существует 10 основных способов получения солей, * основанных на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений.

В представленной ниже таблице сведены все эти способы получения солей.

1. Взаимодействие кислот и оснований (реакция нейтрализации), например:

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2Н 2 O

2. Взаимодействие основных или амфотерных оксидов с кислотными оксидами, например:

ВаО + СO 2 = ВаСО 3 Сr 2 O 3 + 3SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3

3. Взаимодействие основных или амфотерных оксидов с кислотами, например:

К 2 O + 2НСl = 2КСl + Н 2 O

ZnO + 2HNO) = Zn(NO 3) 2 + Н 2 O

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами, например:

Са(ОН) 2 + N 2 O 6 = Ca(NO 3) 2 + Н 2 O

5. Взаимодействие щелочей с солями, например:

2LiOH + SnCl 2 = 2LiCl + Sn(OH) 2

6. Взаимодействие солей с кислотами, например:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2НС1

К 2 СO 3 + 2НС1 = 2KCl + СO 2 + Н 2 O

7. Взаимодействие солей друг с другом, например:

Na 2 CO 3 + ВаС1 2 = ВаСO 3 ↓ + 2NaCI

8. Взаимодействие солей с металлами, например:

CuCl 2 + Ni = NiCl 2 + Сu

9. Взаимодействие металлов с кислотами.

При взаимодействии большинства кислот (кроме HNO 3 и конц. H 2 SO 4) с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода, наряду с солью образуется водород, например:

Аl + 6НС1 =2А1С1 3 + 3Н 2

Азотная кислота и конц. серная кислота при взаимодействии с металлами также образуют соли, но вместо водорода образуются другие продукты.

Взаимодействие металлов с неметаллами. Этим способом могут быть получены соли некоторых бескислородных кислот, например:

2Fe + 3С1 2 = 2FeCl 3

Специфические методы получения

1. Взаимодействие металлов, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, со щелочами. Например, при сплавлении цинка с гидроксидом калия образуется соль - цинкат калия:

Zn (тв.) + 2КОН (тв.) = K 2 ZnO 2 + Н 2

С водным раствором щелочи цинк образует комплексную соль - тетрагидроксоцинкат калия:

Zn + 2КОН + 2Н 2 O = K 2 + Н 2

2. Сплавление солей с некоторыми кислотными оксидами.

При этом нелетучий кислотный оксид вытесняет из соли летучий кислотный оксид. Например:

К 2 СO 3 + SiO 2 = K 2 SiO 3 + СO 2

3. Взаимодействие щелочей с галогенами, например:

С1 2 + 2КОН = КС1 + КСlO + Н 2 O

3С1 2 + 6КОН = 5КС1 + КСlO 3 + 3Н 2 O

4. Взаимодействие галогенидов металлов с галогенами. Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли, например:

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2

Применение солей в медицине

Натрия хлорид: При дефиците натрия хлорида в организме он вводится внутривенно или подкожно в виде 0,9%-ного водного раствора, называемого изотоническим. Введение его выравнивает и нормализует осмотическое давление крови. Гипертонические растворы натрия хлорида (3%-нын, 5%-ный, 10%-ный) применяют наружно для компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Благодаря осмотическому влиянию эти растворы способствуют отделению гноя из ран. Натрия хлорид используют также для ванн, обтираний, полосканий при заболеваниях верхних дыхательных путей.

Калия хлорид: Основным показанием к применению калия хлорида является нарушение сердечного ритма, особенно в связи с интоксикацией сердечными гликозидами, что связано с обеднением клеток миокарда ионами калия.

Бромиды применяются в качестве успокаивающих средств. Успокаивающее действие препаратов брома основано на их способности усиливать процессы торможения в коре головного мозга. Поэтому бромиды находят применение при неврастении, повышенной раздражительности.

Йодиды применяются как носители йода при гипертиреозе, эндемическом зобе. Если пища или вода не содержат достаточного количества йода, как это бывает в некоторых горных местностях, у местного населения появляется заболевание - кретинизм или зоб.

Калия перманганат: вследствие сильных окислительных свойств применяется как хорошо дезинфицирующее вещество. Калия перманганат применяется как антисептическое средство наружно в водных растворах различной концентрации для промывания ран, полоскания горла, в гинекологической практике, при ожогах кожи.

Натрия тиосульфат: применение натрия тиосульфата основано на его свойстве выделять серу. Препарат используется в качестве противоядия при отравлениях галогенами, цианидами и синильной кислотой. Препарат может использоваться также при отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца. Натрия тиосульфат применяется также при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии внутривенно в виде 30%-ного водного рствора.

Натрия сульфат: Глауберова соль применяется в медицине при запорах, как слабительное средство внутрь по 15-30 г на прием. Эта соль может назначаться также как противоядие при отравлениях солями свинца, с которыми дает нерастворимые осадки.

Магния сульфат: принимают внутрь при запорах, в качестве слабительного по 15-30 г на прием. Принимают как спазмолитическое средство при гипертонической болезни в виде 25%-ного раствора (подкожно); для обезболивания родов внутримышечно по 10-20 мл 25%-ного раствора; в качестве противосудорожного средства; как желчегонное средство внутрь в виде 25%-ного раствора.

Магния карбонат: применяется как вяжущее средство. Назначается внутрь по 1-3 г при повышенной кислотности желудочного сока и как легкое слабительное. Входит в состав зубных порошков.

Натрия нитрит : применяют как сосудорасширяющее средство при стенокардии, мигрени или подкожно. Для подкожных инъекций используется обычно в ампулах в виде 1%-ного раствора. Натрия нитрит также находит применение при отравлениях цианидами.

Натрия тетраборат: используется в виде 1-2%-ного раствора для полоскания горла, в мазях и присыпка.

Ионы кальция 6 усиливают жизнедеятельность клеток, способствуют сокращению скелетных мышц и мышцы сердца, они необходимы для формирования костной ткани, свертывание крови происходит только в присутствии ионов кальция. Из солей кальция в медицине применяются кальция сульфат жженый (в стоматологической практике). Растворы солей кальция снимают зуд, вызванный аллергическим состоянием, поэтому их относят к антиаллергическим веществам.

Бария сульфат : нерастворим ни в воде, ни в кислотах, ни в органических растворителях, а поэтому не ядовит. Применение ВаSО 4 в медицине основано на его непроницаемости для рентгеновских лучей, что используется в рентгенологии для получения контрастных рентгеновских снимков и при рентгеноскопическом исследовании пищеварительного тракта. Принимают в виде смешанного с водой - бариевой кашицы. Этой массой заполняют желудок для задержки рентгеновских лучей. Через определенное время она полностью выводится из организма.

Цинка сульфат : применяется в медицине издавна под названием белого купороса, которое объясняется тем, что эта соль бесцветна в отличие от медного и железного купороса. Применяется наружно как антисептическое и вяжущее средство в глазной практике.

Литература:

Основные источники:

1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е. «Неорганическая химия», Ростов-на-Дону. Феникс. 2005.

Дополнительные источники:

1. Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия», М., Высшая школа, 2009.

2. Глинка Н.Л. «Общая химия», КноРус, 2009.

3. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. «Начала химии». Современных курс для поступающих в вузы., М., Экзамен, 2002.

4. Хомченко Г.П. «Химия для поступающих в вуз». М., Новая Волна, 2007.

5. Чернобельская Г.М., Чертков И.Н. Химия: Учебное пособие для медицинских образовательных учреждений. – М.: Дрофа. 2005.

6. Оганесян Э.Г., Книжник А.З. «Неорганическая химия». М. Медицина. 1989.