12. Химические свойства солей (средних).
Тема № 12.
Рекомендуемые видеоуроки
Теоретические сведения
1. Взаимодействие соли с металлами
2AgNO3 + Ca = Ca(NO3)2 + 2Ag
2. Взаимодействие солей с основаниями
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4
3. Взаимодействие солей с кислотами
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
4. Взаимодействие двух солей
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
5. Термическое разложение солей
Многие соли устойчивы при нагревании, однако, соли аммония, некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются.
6. Реакции разложения
При разложении карбонатов образуются оксид металла и углекислый газ:
CaCO3 = CaO + CO2
Если оксид металла неустойчив, то карбонат разлагается на металл, углекислый газ и кислород:
2Ag2CO3 = 4Ag + 2CO2 + O2
Соли аммония разлагаются с выделением аммиака:
NH4Cl = NH3 + HCl
Исключение составляют нитрат и нитрит аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Разложение нитратов металлов
Нитраты щелочных металлов разлагаются с образованием нитрита металла и кислорода:
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений металлов между водородом и алюминием, разлагаются с образованием оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
2Fe(NO3)2 = 2FeO + 4NO2 + O2
Нитраты малоактивных металлов, стоящих в ряду напряжений после водорода (за исключением нитрата меди (II)), разлагаются с образованием металла, оксида азота (IV) и кислорода:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
Интернет-источники
ЕГЭ.
Химические свойства солейХимические свойства солей
1. Взаимодействие растворов солей с металлами
Более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы:
Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
Железо является более активным металлом, чем медь, так как стоит левее в ряду активностей металлов, следовательно вытесняет медь из ее соли. Такие реакции протекают в растворах, следовательно, соли должны быть растворимыми.
Ag + CuSO4 → реакция не идет, так как серебро стоит правее меди в ряду активностей металлов и, следовательно, является более слабым металлом.
2. Соли вступают в реакции ионного обмена с щелочами:
Условия: 1) оба реагента должны быть растворимыми; 2) должен выпадать осадок или выделяться газ.
2NaOH + ZnCl2 → Zn(OH)2 + 2NaCl
NaOH + NH4NO3 → NH3 + NaNO3 + H2O
3. Соли вступают в реакции ионного обмена с кислотами:
Условие: должен выделяться газ, выпадать осадок или образовываться более слабая кислота:
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)
4. Некоторые соли могут вступать в окислительно-восстановительные реакции.
1) Соли, проявляющие окислительные свойства: соли кислородсодержащих кислот галогенов (KClO3, KClO4 и др.), KMnO4, K2CrO7, нитраты (KNO3 и др) и некоторые другие.
2KClO 3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O
3KBrO4 + 8NH3 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O
KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
2) Соли, прявляющие восстановительные свойства: соли Fe+2, Cr+2, Cr+3, Sn+2, Cu+, K2S и сульфиды, K
2CrCl2 + 4H2SO4(к) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O
Cr2O3 + NaClO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + NaCl + 2CO2
Cu2S + 14HNO3(к) → H2SO4 + 2Cu(NO3)2 + 10NO2 + 6H2O
3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4
5. Химические свойства кислых солей
1) Реагируют с металлами:
2KНSO4 + Ca → CaSO4 + K2SO4 + H2
2NaHSO4 + Zn → ZnSO4 + Na2SO4 + H2
2) Реагируют с оксидами и гидроксидами металлов:
2KHSO4 + MgO → MgSO4 + K2SO4 + H2O
2KHSO4 + 2NaOH → K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
2KHSO4 + Cu(OH)2 → K2SO4 + CuSO4 + 2H2O
3) Реагирую с солями, если выделяется газ или образуется осадок:
2KHSO4 + CaCO3 → K2SO4 + CaSO4 + CO2 + H2O
2KHSO4 + CaCl2 → CaSO
KHS + Cu(NO3)2 → CuS + KNO3 + HNO3
AgH2PO4 + NH4Br → AgBr + NH4H2PO4
3NaHCO3 + AlCl3  → Al(OH)3 + 3NaCl + 3CO2
4) Реагируют с основаниями с образованием средних солей:
KНСO3 + KОН → K2СO3 + H2O
NaHCO3 + KOH → KNaCO3 + H2O
2KHCO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 + K2CO3 + 2H2O
KHCO3 + Ba(OH)2(изб. )  → BaCO3 + KOH + H2O
Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 → Ca3(PO4
)2 + 4H2O3Mg(H2PO4)2 + 12KOH → Mg3(PO4)2 + 4K3PO4 + 12H2O
2NH4H2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 2NH3 + 6H2O
5) Реагируют с кислотами с образованием средних солей, если выделяется газ или образуется осадок:
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
2KHS + H2SO4 → K2SO4 + 2H2S
6) Разлагаются при нагревании:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O (t)
Mg(HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H2O (t)
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O (t)
NH4
6. Химические свойства комплексных солей
1) Реагируют с CO2 и SO2 с образованием амфотерных гидроксидов (могут образовываться как средние, так и ксилые соли):
Na[Al(OH)4] + CO2 → NaHCO3 + Al(OH)3 или
2Na[Al(OH)4] + CO2 → Na2CO3 + 2Al(OH)3 + H2O
K3[Cr(OH)6]+ 3SO2 → 3KHSO3 + Cr(OH)3
2) Реагируют с кислотами (могут образовываться как средние, так и ксилые соли)
Na[Al(OH)4] + HCl → NaCl + Al(OH)3 + H2O
K3[Cr(OH)6] + 3HNO3 → 3KNO3 + Cr(OH)3
K[Al(OH)4] + H2S(изб.) → KHS + Al(OH)3 + H2O
Но:
K2[Zn(OH)4] + 3H2S → 2KHS + ZnS + 4H2O
3) Разлагаются при нагревании:
Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O (t)
K2[Zn(OH)4] → K2ZnO2 + 2H2O (t)
7. Разложение средних солей при нагревании
1) Нерастворимые карбонаты разлагаются при нагревании:
CaCO3 → CaO + CO2 (t)
FeCO3 → FeO + CO2 (t)
MgCO3 → MgO + CO2 (t)
2) Нитраты разлагаются при нагревании. Продукты зависят от положения металла в ряду активности металлов:
MNO3 → MNO2 + O2 | M – металл, находящийся в ряду активности металлов левее Mg, исключая Li. |
MNO3 → MO + NO2 + O2 | M – металл, находящийся в ряду активности металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li. |
MNO3 → M + NO2 + O2 | M – металл, находящийся в ряду активности металлов правее Cu. |
3) Соли аммония разлагаются при нагревании:
NH4Cl → NH3 + HCl (t)
(NH4)3PO4 → 3NH3 + H3PO4(t)
(NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2+ H2O (t)
Соли аммония азотной и азотистой кислот разлагаются с изменением степени окисления:
NH4NO3 → N2O + H2O (t)
NH4NO2 → N2 + H2O (t)
4) Термическое разложение кислородсодержащих солей хлора:
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (t, kt = MnO2)
средних, кислых, основных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)
Видеоурок 1: Классификация неорганических солей и их номенклатура
Видеоурок 2: Способы получения неорганических солей. Химические свойства солей
Лекция: Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)
Характеристика солей
Соли – это такие химические соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и кислотных остатков.
Соли так же следует рассматривать в виде продукта взаимодействия кислоты и основания. В итоге данного взаимодействия, могут образовываться:
нормальные (средние),
кислые,
основные соли.
Нормальные соли образуются при достаточном для полного взаимодействия количестве кислоты и основания. К примеру:
Названия нормальных солей состоят из двух частей. В начале называется анион (кислотный остаток), затем катион. Например: хлорид натрия — NaCl, сульфат железа(III) — Fe2(SО4)3, карбонат калия — K2CO3, фосфат калия — K3PO4 и др.
Кислые соли образуются при избытке кислоты и недостаточном количестве щелочи, потому как при этом катионов металла становится недостаточно для замещения всех катионов водорода, имеющихся в молекуле кислоты. К примеру:
В составе кислотных остатков данного вида солей вы всегда увидите водород. Кислые соли всегда возможны для многоосновных кислот, а для одноосновных нет.
В названиях кислых солей ставится приставка гидро- к аниону. Например: гидросульфат железа(III)- Fe(HSO4)3, гидрокарбонат калия — KHCO3, гидрофосфат калия — K2HPO4 и др.
Основные соли образуются при избытке основания и недостаточном количестве кислоты, потому как в данном случае анионов кислотных остатков недостаточно для полного замещения гидроксогрупп, имеющихся в основании. К примеру:
Таким образом основные соли в составе катионов содержат гидроксогруппы. Основные соли возможны для многокислотных оснований, а для однокислотных нет. Некоторые основные соли способны самостоятельно разлагаться, при этом выделяя воду, образуя оксосоли, обладающие свойствами основных солей. К примеру:
Название основных солей строится следующим образом: к аниону добавляется приставка гидроксо-. Например: гидроксосульфат железа(III) — FeOHSO4, гидроксосульфат алюминия — AlOHSO4, дигидроксохлорид железа (III) — Fe(OH)2Cl и др.
Многие соли, находясь в твердом агрегатном состоянии, являются кристаллогидратами: CuSO4.5h3O; Na2CO3.10h3O и т.д.
Химические свойства солей
Соли – это достаточно твердые кристаллические вещества, имеющие ионную связь между катионами и анионами. Свойства солей обусловлены их взаимодействием с металлами, кислотами, основаниями и солями.
Типичные реакции нормальных солей
С металлами реагируют хорошо. При этом, более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей. К примеру:
С кислотами, щелочами и другими солями реакции проходят до конца, при условии образования осадка, газа или малодиссоциируемых соединений. Например, в реакциях солей с кислотами образуются такие вещества, как сероводород H2S – газ; сульфат бария BaSO4 – осадок; уксусная кислота CH3COOH – слабый электролит, малодиссоциируемое соединение. Вот уравнения данных реакций:
K2S + H2SO4 → K2SO4 + H2S;
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl;
CH3COONa + HCl → NaCl + CH3COOH.
В реакциях солей со щелочами образуются такие вещества, как гидроксид никеля (II) Ni(OH)2 – осадок; аммиак NH3 – газ; вода H2О – слабый электролит, малодиссоциируемое соединение:
Соли реагируют между собой, если образуется осадок:
Или в случае образования более устойчивого соединения:
В этой реакции из кирпично-красного хромата серебра образуется черный сульфид серебра, ввиду того, что он является более нерастворимым осадком, чем хромат.
Многие нормальные соли разлагаются при нагревании с образованием двух оксидов – кислотного и основного:
Нитраты разлагаются другим, отличным от остальных нормальных солей образом. При нагревании нитраты щелочных и щелочноземельных металлов выделяют кислород и превращаются в нитриты:
Нитраты почти всех других металлов разлагаются до оксидов:
Нитраты некоторых тяжелых металлов (серебра, ртути и др) разлагаются при нагревании до металлов:
Особое положение занимает нитрат аммония, который до температуры плавления (170оС) частично разлагается по уравнению:
При температурах 170 — 230 оС, по уравнению:
При температурах выше 230 оС — со взрывом, по уравнению:
Хлорид аммония NH4Cl разлагается с образованием аммиака и хлороводорода:
Типичные реакции кислых солей
Они вступают во все те реакции, в которые вступают кислоты. Со щелочами реагируют следующим образом, если в составе кислой соли и щелочи имеется один и тот же металл, то в результате образуется нормальная соль. К примеру:
Если же щелочь содержит другой металл, то образуются двойные соли. Пример образования карбоната лития — натрия:
Типичные реакции основных солей
Данные соли вступают в те же реакции, что и основания. С кислотами реагируют следующим образом, если в составе основной соли и кислоты имеется один и тот же кислотный остаток, то в результате образуется нормальная соль. К примеру:
Если же кислота содержит другой кислотный остаток, то образуются двойные соли. Пример образования хлорида меди — брома:
Комплексные соли
Комплексное соединение — соединение, в узлах кристаллической решетки которого содержатся комплексные ионы.
Рассмотрим комплексные соединения алюминия — тетрагидроксоалюминаты и цинка — тетрагидроксоцинкаты. В квадратных скобках формул данных веществ указываются комплексные ионы.
Химические свойства тетрагидроксоалюмината натрия Na[Al(OH)4] и тетрагидроксоцинката натрия Na2[Zn(OH)4]:
1. Как и все комплексные соединения выше названные вещества диссоциируются:
- Na[Al(OH)4] → Na+ + [Al(OH)4]—;
- Na2[Zn(OH)4] → 2Na+ + [Zn(OH)4]—.
Имейте ввиду, что дальнейшая диссоциация комплексных ионов невозможна.
2. В реакциях с избытком сильных кислот образуют две соли. Рассмотрим реакцию тетрагидроксоалюмината натрия с разбавленным раствором хлороводорода:
- Na[Al(OH)4] + 4HCl → AlCl3 + NaCl + H2O.
Мы видим образование двух солей: хлорида алюминия, хлорида натрия и воды. Подобная реакция произойдет и в случае с тетрагидроксоцинкатом натрия.
3. Если же сильной кислоты будет недостаточно, допустим вместо 4HCl мы взяли 2HCl, то соль образует наиболее активный металл, в данном случае натрий активнее, значит образуется хлорид натрия, а образовавшиеся гидроксиды алюминия и цинка выпадут в осадок. Этот случай рассмотрим на уравнении реакции с тетрагидроксоцинкатом натрия:
Физические и химические свойства солей
Соли принято делить на три группы – средние (NaCl), кислые (NaHCO3) и основные (Fe(OH)Cl). Кроме этого различают двойные (смешанные) и комплексные соли. Двойные соли образованы двумя катионами и одним анионом. Они существуют только в твердом виде.
Химические свойства солей
а) кислые соли
Кислые соли при диссоциации дают катионы металла (иона аммония), ионы водорода и анионы кислотного остатка:
NaHCO3 ↔ Na+ + H+ + CO32-.
Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла.
Кислые соли термически неустойчивы и при нагревании разлагаются с образованием средних солей:
Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O.
Для кислых солей характерны реакции нейтрализации со щелочами:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O.
б) основные соли
Основные соли при диссоциации дают катионы металла, анионы кислотного остатка и ионы ОН—:
Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH)+ + Cl— ↔ Fe2+ + OH— + Cl—.
Основные соли – продукты неполного замещения гидроксильных групп соответствующего основания на кислотные остатки.
Основные соли, также, как и кислые, термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:
[Cu(OH)]2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O.
Для основных солей характерны реакции нейтрализации с кислотами:
Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl2 + H2O.
в) средние соли
Средние соли при диссоциации дают только катионы металла (ион аммония) и анионы кислотного остатка (см. выше). Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла.
Большинство средних солей термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:
CaCO3 = CaO + CO2;
NH4Cl = NH3 + HCl;
2Cu(NO3)2 = 2CuO +4NO2 + O2.
В водном растворе средние соли подвергаются гидролизу:
Al2S3 +6H2O ↔ 2Al(OH)3 + 3H2S;
K2S + H2O ↔ KHS + KOH;
Fe(NO3)3 + H2O ↔ Fe(OH)(NO3)2 + HNO3.
Средние соли вступают в реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями:
Pb(NO3)2 + H2S = PbS↓ + 2HNO3;
Fe2(SO4)3 + 3Ba(OH)2 = 2Fe(OH)3↓ + 3BaSO4↓;
CaBr2 + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KBr.
Физические свойства солей
Чаще всего соли – кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой. Соли имеют высокие температуры плавления. При н.у. соли – диэлектрики. Растворимость солей в воде различна.
Получение солей
а) кислые соли
Основные способы получения кислых солей – неполная нейтрализация кислот, действие избытка кислотных оксидов на основания, а также действие кислот на соли:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O;
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.
б) основные соли
Основные соли получают путем осторожного добавления небольшого количества щелочи к раствору средней соли, либо действием солей слабых кислот на средние соли:
AlCl3 + 2NaOH = Al(OH)2Cl + 2NaCl;
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + 2NaCl.
в) средние соли
Основные способы получения средних солей – реакции взаимодействия кислот с металлами, основными или амфотерными оксидами и основаниями, а также реакции взаимодействия оснований с кислотными или амфотерными оксидами и кислотами, реакции взаимодействия кислотных и основных оксидов и реакции обмена:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑;
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O;
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O;
CaO + SO3 = CaSO4;
BaCl2 + MgSO4 = MgCl2 + BaSO4↓.
Примеры решения задач
Химические свойства солей в свете электролитической диссоциации
12 урок 9 класс
Урок на тему: Химические свойства солей в свете электролитической диссоциации.
Тип урока: изучение и первичное закрепление новых знаний и способов действий.
Цель урока: расширить и углубить представления учащихся о химических свойствах солей.
Оборудование и реактивы: Слайды по теме: «Соли», проектор.
Макроструктура урока:
1 этап — организационный .
2 этап — актуализация знаний учащихся
3 этап — изучение новых знаний и способов деятельности
-4 этап — домашнее задание
5 этап — подведение итогов урока ..
6 этап — рефлексия.
Соли — это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН4+, гидроксилированных групп Ме(ОН)nm+) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей МеnАm, где А — кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН4+) и анионы кислотного остатка.
Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные (см. таблицу).
Таблица — Классификация солей по составу
Средние(нормальные) — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл
AlCl3
Кислые(гидросоли) — продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл
КHSO4
Основные (гидроксосоли) —продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток
FeOHCl
Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток
КNaSO4
Смешанные — содержат один металл и несколько кислотных остатков
CaClBr
Комплексные
[Cu(NH3)4]SO4
Физические свойства. Соли — это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.
Химические свойства
1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.
NaCl Na+ + Cl–.
КNaSO4 К+ + Na+ + SO42– .
CaClBr Ca2+ + Cl –+ Br–.
КHSO4 К+ + НSO4– HSO4– H+ + SO42–.
FeOHCl FeOH+ + Cl– FeOH+ Fe2+ + OH–.
[Cu(NH3)4]SO4 [Cu(NH3)4]2+ + SO42– [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3.
2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н+ (кислая среда) или ионы ОН– (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:
индикатор + Н+ (ОН–) окрашенное соединение.
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Al3+ + H2O AlOH2+ + H+
3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид: СаСO3 СаO + СО2. соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества: 2AgCl Ag + Cl2 Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее: 2КNO3 2КNO2 + O2.
4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.
2HCl + Na2CO3 2NaCl + CO2 + H2O 2H+ + CO32– CO2 + H2O.
СaCl2 + H2SO4 CaSO4 + 2HCl Сa2+ + SO4 CaSO4
Основные соли при действии кислот переходят в средние: FeOHCl + HCl FeCl2 + H2O.
Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли: Na2SO4 + H2SO4 2NaHSO4.
5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.
CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4 Cu2+ + 2OH– Cu(OH)2.
6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 Ag+ + Cl– AgCl.
7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4
Fe + Cu2+ Cu + Fe2+.
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:
2NaCl + 2H2O H2+ 2NaOH + Cl2 2NaClрасплав 2Na + Cl2
9) Взаимодействие с кислотными оксидами. СО2 + Na2SiO3 Na2CO3 + SiO2
Na2CO3 + SiO2СО2 + Na2SiO3
Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами: 2Na + Cl2 2NaCl
2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами: CaO + SiO2 CaSiO3 ZnO + SO3 ZnSO4.
3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами: Na2O + ZnO Na2ZnO2.
4) Взаимодействием металлов с кислотами: 2HCl + Fe FeCl2 + H2.
5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:
Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O ZnO + H2SO4ZnSO4 + H2O.
6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами: В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O Na2[Zn(OH)4] 2OH– + ZnO + H2О [Zn(OH)4]2–.
При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O.
В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2[Zn(OH)4] 2OH– + Zn(OH)2 [Zn(OH)4]2–
При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + 2H2O.
7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O Zn(OH)2 + H2SO4 ZnSO4 + 2H2O.
8) Взаимодействием кислот с солями: 2HCl + Na2S 2NaCl + Н2S.
9) Взаимодействием солей со щелочами: ZnSО4 + 2NaOH Na2SO4 + Zn(OH)2.
10) Взаимодействием солей друг с другом: AgNO3 + KCl AgCl + KNO3.
Домашнее задание: § 5, упр. 8, задачи по карточкам
1. Укажите название кислоты, которая может образовывать кислые соли: | |
а) метафосфорная | |
2. Какие кислоты не могут образовывать кислые соли: | |
а) сероводородная | б) все ответы верны |
3. Два типа кислых солей образует кислота: | |
в) сероводородная | г) ортофосфорная |
4. Какой оксид, реагируя со щелочами, не может образовать кислую соль: | |
а) оксид фосфора(V) | б) оксид серы (IV) |
в) оксид углерода(IV) | г) оксид азота(V) |
5. У каких солей заряд кислотного остатка равен -1: | |
а) все ответы верны | б) гидросульфит кальция |
в) дигидрофосфат натрия | г) гидросульфат калия |
6. С какими веществами при определенных условиях не реагирует карбонат натрия: | |
а) оксидом кремния (IV) | б) хлоридом бария |
в) ортофосфорной кислотой | г) гидроксидом калия |
7. Какие вещества, реагируя с раствором хлорида бария, образуют соль: | |
а) все ответы верны | б) серная кислота |
в) сульфат натрия | г) карбонат калия |
8. Реагируя с какими веществами в водном растворе гидроксид кальция может образовать карбонат кальция: | |
а) угарный газ | б) гидрокарбонат калия |
г) избыток углекислого газа | |
9. С какими солями реагирует водный раствор гидроксида натрия: | |
а) все ответы верны | б) гидрокарбонатом натрия |
в) хлоридом меди (II) | г) сульфатом железа (III) |
10. Какие металлы вытесняют медь из водного раствора сульфата меди (II): | |
г) все ответы верны |
средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка) — «Химическая продукция»
Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных
краткий текст
На информационном сайте CHEMICAL-PRODUCTS.ru — представлена интересная информация о различных химических веществах и хим. Продукции. В категории теоретических основ химии — основные понятия для закрепления материала. На страницах веб-сайта chemical-products.ru о химии, химической продукции, химических реакциях, веществах, участвующих в химических реакциях, химических соединениях используемых для обнаружения веществ, измерении или получении химических веществ. А также лабораторное оборудование, семейства и группы химических элементов: s-элементы, p-элементы, d-элементы, f-элементы, химические элементы, таблица элементов, Химические соединения и смеси каталог химических соединений и смесей веществ — химические реактивы, реагенты и соединения, реактивы химические chemical-reagents, красители, пигменты и индикаторы, техническая документация по химпродукции
Что такое характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных — алюминий и цинк
Что такое характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)
Открыть структуру Основ химии — теория химии. Базовые понятия химии как науки, основные определения и термины описывающие химические реакции и процессы. Для удобства структурная теоретическая таблица разбита на блоки: основы химии, НЕОРГАНИЧЕСКАЯ химия, ОРГАНИЧЕСКАЯ химия, МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ в химии. ХИМИЯ И ЖИЗНЬ. Каждый блок поделен на разделы. Полезные материалы для подготовки к сдаче теоретических основам химии, в материалах рассматриваются: строение атома, строение электронных оболочек, химические связи, строение веществ, химическая реакции.
Основные разделы теоретических основ химии
Прочитайте отдельно разделы: теоретические основы, НЕОРГАНИЧЕСКАЯ, ОРГАНИЧЕСКАЯ, МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ В ХИМИИ, ХИМИЯ И ЖИЗНЬ
Физико-химические свойства — обзор
12.7 Влияние химических свойств на перенос в окружающей среде
Физико-химические свойства загрязнителя определяют его перенос и поведение. Например, как отмечалось в главах 7 и 8, химические вещества с давлением пара от среднего до высокого могут испаряться или улетучиваться в газовую фазу, тем самым подвергаясь атмосферному переносу и процессам разложения. Такие химические вещества также могут переноситься в газовой фазе в зоне аэрации.В качестве другого примера, химические вещества с большей растворимостью в воде легче переходят в воду и, таким образом, могут переноситься потоком воды. Таким образом, физико-химические свойства загрязнителей имеют решающее значение для их миграционного потенциала и стойкости в окружающей среде, а также опосредуют их общий потенциал загрязнения (глава 7). Физико-химические свойства загрязняющих веществ контролируются их молекулярной структурой (см. Главу 8). Биоразлагаемость загрязняющих веществ также зависит от их молекулярной структуры (см. Главу 9).
Важным свойством, которое следует учитывать при оценке поведения переноса и судьбы, является фазовое состояние загрязнителя. В «естественных» условиях (температура T = 25 ° C, давление P = 1 атм) химические вещества в чистом виде существуют в виде твердых веществ, жидкостей или газов (см. Таблицу 12.11). Ясно, что подвижность химического вещества в окружающей среде будет частично зависеть от фазы, в которой он находится, при этом газы обычно являются наиболее подвижными, а твердые вещества — наименее подвижными.
Таблица 12.11. Свойства отдельных загрязнителей
Типичные загрязнители | Растворимость | Давление пара | Летучесть | Сорбционный потенциал | Скорость биоразложения | |
---|---|---|---|---|---|---|
Твердые вещества | ||||||
Нафталин | Низкий | Средний | Средний | Средний | Средний | |
Пентахлорфенол | Низкий | Средний | Низкий | Высокий | Средний | |
DDT | Низкий | Низкий | Низкий | ВысокийНизкий | ||
Неорганический | Свинец | Низкий | Низкий | Низкий | Средний | Неразлагаемый |
Хром | Высокий | Низкий | Низкий | Низкий | Без разложения радабельный | |
Мышьяк | Средний | Низкий | Низкий | Низкий | Неразлагаемый | |
Кадмий | Низкий | Низкий | Низкий | Средний | Неразлагаемый | |
Жидкости | ||||||
Органический | Трихлорэтен | Средний | Высокий | Средний | Низкий | Низкий |
Бензол | Средний | Высокий | Средний | Низкий | Средний | |
Неорганический Неорганический | Низкий | Средний | Низкий | Средний | Неразлагаемый | |
Газы | ||||||
Органический | Метан | Средний | Очень высокий | Очень высокий | Низкий | Низкий |
В органический | Углекислый газ | Средний | Очень высокий | Очень высокий | Низкий | Неразлагаемый |
Окись углерода | Низкий | Очень высокий | Очень высокий | Низкий | Неразлагаемый | |
Сера диоксид | Средний | Очень высокий | Очень высокий | Низкий | Неразлагаемый |
Из Мониторинг и определение характеристик окружающей среды © 2004, Elsevier Academic Press, Сан-Диего, Калифорния.
Многие из органических загрязнителей, вызывающих наибольшую озабоченность, существуют в естественных условиях в виде жидкостей в чистом виде. Эти органические соединения называются несмешивающимися или жидкостями в неводной фазе (NAPL). Примеры NAPL включают топливо (бензин, авиационное топливо), хлорированные растворители и полихлорированные дифенилы. Присутствие NAPL в недрах на загрязненном участке значительно усложняет восстановительные работы (см. Главу 19). После попадания в подповерхностный слой NAPL оказывается захваченным в поровых пространствах, после чего его очень трудно удалить физически.Следовательно, они служат долгосрочными источниками загрязнения, поскольку молекулы переходят в другие фазы (см. Главу 15). Дополнительным усложняющим фактором является то, что многие NAPL состоят из нескольких компонентов. Примеры таких многокомпонентных NAPL включают топливо (бензин, дизельное топливо и авиационное топливо), каменноугольную смолу и креозот, все из которых содержат сотни органических соединений. Эти многокомпонентные NAPL могут содержать отдельные соединения, такие как нафталин и антрацен, которые обычно встречаются в виде твердых веществ, но «растворяются» в органических жидкостях.
Большинство неорганических загрязняющих веществ, вызывающих озабоченность, находятся в элементарном состоянии в виде твердых веществ. Заметным исключением является ртуть, которая при стандартных условиях является жидкостью. Важным фактором неорганических загрязнителей является их «видообразование». Например, многие неорганические вещества встречаются в окружающей среде в основном в ионной форме (например, Pb + 2 , Cd + 2 , NO 3 — ). Видообразование может сильно влиять на растворимость в воде и сорбционный потенциал. Кроме того, многие неорганические вещества могут объединяться с другими неорганическими веществами, образуя комплексы, транспортные свойства которых отличаются от поведения исходных ионов.Эти концепции дополнительно обсуждаются в главе 8.
Физико-химические свойства трех засоленных почв в бассейне Нижней Вольты и стратегии управления для их устойчивого использования
- ДФК Аллотей
- RD Asiamah
- CD Dedzoe
- AL Nyamekye
Аннотация
Были оценены различия в физических и химических свойствах трех засоленных почв, обозначенных как педоны 1, 2 и 3, в бассейне Нижней ВольтыГаны.Педоны 1 и 2 находились в Мокордзи в округе Южный Тонгу, а Педоны 3 — в Сало в округе Кету
региона Вольта в Гане. Определенные свойства почвы включали текстуру, pH, органический углерод, доступные P и K, обменные основания
и кислотность. Текстура почв варьировалась от глинистой до илисто-глинистой. Низкий уровень pH почв, связанный с присутствием пирита, варьируется от
умеренно кислых до чрезвычайно кислых и варьируется в порядке Педон 1> Педон 3> Педон 2.Электропроводность всех трех педонов
была более 4 дСм / м, таким образом, они были оценены как умеренно соленые. Содержание органического углерода в А-горизонте педонов 1 и 2 было сравнительно на
выше, чем у педонов 3. Общее содержание азота в трех педонах было в целом низким. С другой стороны, доступный K был очень низким во всех
горизонтах Pedon 2; средний у Педона 3 и варьируется от очень низкого до среднего у Педона 1. ЦИК горизонта А у Педона 1 средний
, но горизонт В находится между низким и высоким.У педонов 2 и 3 они были от средних до очень высоких в обоих горизонтах. CEC обычно составляет
в порядке убывания Pedon 1> Pedon 2> Pedon 3. Процент обменного натрия (ESP) всех трех педонов был ниже 15, 90 294, следовательно, почвы были оценены как засоленные. На основании этих данных педоны 1, 2 и 3 были отнесены к солончакам глееватым, солончакам эндоглееватым
и солончакам глеевым соответственно. Предлагаемые методы управления для повышения продуктивности этих почв: гребни / насыпи, применение
извести (гипсовых или устричных раковин), органических удобрений и пожнивных остатков, посев солеустойчивых культур, агролесоводство, выщелачивание и
дренажа
Авторские права принадлежат журналу
Свойства хлорида кальция — Peters Chemical Company
- HYGROSCOPIC : Поглощает влагу из воздуха
- DELIQUESCENT : растворяется в поглощенной влаге, и образовавшийся раствор сопротивляется испарениюN
- РАСТВОР ЗАМЕРЗЫВАЕТСЯ ПРИ НИЗКИХ ТЕМПЕРАТУРАХ : -59 ° F (-50. 5 ° С)
- ЭКЗОТЕРМИЧЕСКОЕ ТЕПЛО РАСТВОРА : Тепло выделяется при растворении продукта
- РЕШЕНИЯ ДЛЯ ВЫСОКОЙ ПЛОТНОСТИ : вода весит 8,3 фунта / галлон, 25% и 40%
Растворы CaCl₂ весят 10,3 фунта / галлон. и 11,7 фунта / галлон соответственно - РЕАКТИВНЫЙ ИСТОЧНИК ХЛОРИДА КАЛЬЦИЯ ИЛИ ХЛОРИД-ИОНА : Эти ионы полезны в различных химических процессах
Хлорид кальция обладает многочисленными физическими и химическими характеристиками, которые позволяют использовать его в широком диапазоне применений.Вышеупомянутые шесть свойств являются наиболее заметными из этих характеристик и учитывают использование хлорида кальция в следующих отраслях промышленности:
- НЕФТЬ И НЕФТЕХНИКА
- ЦЕМЕНТ, БЕТОН И ГИПС
- ОБРАБОТКА И ДОБЫЧА МЕТАЛЛОВ
- ХОЛОДИЛЬНИК
- ЭЛЕКТРОНИКА
- СТРОИТЕЛЬСТВО И СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
- ЕДА
- ОЧИСТКА СТОЧНЫХ ВОД
- ПЛАСТИК
- БУМАГА
- НЕМУНИЦИПАЛЬНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ПЫЛЕЙ
- ДРУГИЕ
НЕФТЕХИМИЧЕСКАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
Хлорид кальция используется как:
- Осушитель углеводородов
- Химикат для бурения нефтяных скважин
Благодаря своим очень гигроскопичным свойствам хлорид кальция используется для сушки (удаления влаги) большого количества газообразных и жидких органических продуктов.
При бурении нефтяных скважин растворы хлорида кальция используются в различных областях, поскольку они не содержат твердых частиц и обладают высокой плотностью.
Осушитель углеводородов, хлорид кальция:
- Устраняет необходимость регенерации
- Упрощает проектирование и эксплуатацию
- Снижает затраты на установку и эксплуатацию
По сравнению с другими осушителями, хлорид кальция относительно недорог. Таким образом, экономически целесообразно сбрасывать отходящий рассол из абсорбера, устраняя необходимость в оборудовании для регенерации.Это упрощает конструкцию и эксплуатацию системы, что приводит к снижению затрат на установку и эксплуатацию.
В ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОМ ПРОИЗВОДСТВЕ НАТРИЯ И МАГНИЯ ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- СНИЖЕНИЕ ТОЧКИ ПЛАВЛЕНИЯ РАСПЛАВЛЕННЫХ СОЛЕЙ
- СНИЖАЕТ ТРЕБОВАНИЯ К ЭНЕРГИИ
Ванны расплава хлорида кальция и хлорида натрия или хлорида магния подвергаются электролизу с образованием металлического натрия и магния.
Хлорид кальция используется для понижения температуры плавления солевой ванны.Для поддержания этих ванн в расплавленном состоянии требуется меньше энергии, что приводит к значительной экономии эксплуатационных расходов.
ПРИ ПРОИЗВОДСТВЕ ЧУГУНА, ХЛОРИДА КАЛЬЦИЯ:
- УДАЛЯЕТ ЩЕЛОЧУ
- ПРЕДОТВРАЩАЕТ ЛЕСА
- ОБЕСПЕЧИВАЕТ БЕЗОПАСНУЮ РАБОТУ
Добавляется хлорид кальция в количестве от 400 до 1600 фунтов. за разливку в доменные печи для удаления вредной щелочи. Это предотвращает накопление щелочного налета или строительных лесов в печи, обеспечивая тем самым более плавную работу.
ПРИ ЗАМОРАЖИВАНИИ И РАЗМОРОЗКЕ ХОЛОДНЫХ И РАЗЛИЧНЫХ РУД, ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- УМЕНЬШАЕТ ВРЕМЯ ВЫГРУЗКИ
- СНИЖЕНИЕ РАСХОДОВ
- УМЕНЬШАЕТ УЩЕРБ ВЫГРУЗКИ
- РЕЗУЛЬТАТЫ БОЛЕЕ ДЛИТЕЛЬНОГО И МЕНЬШЕГО СРОКА ОБСЛУЖИВАНИЯ ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНЫХ ВАГОНОВ
Способность хлорида кальция таять лед при минусовых температурах делает его отличным средством для кондиционирования и оттаивания замораживания. При правильном использовании сокращается время разгрузки, что снижает затраты на рабочую силу и простой.Кроме того, поскольку он разрыхляет уголь без ненужного нагрева или встряхивания, он снижает количество повреждений при разгрузке, вызванных автомобильными вибростендами и оттепелями. Это приводит к увеличению срока службы автомобилей и сокращению их срока службы.
МЕТАЛЛООБРАБАТЫВАЮЩАЯ И ГОРНАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ИСПОЛЬЗУЕТСЯ В:
- УГОЛЬ И РАЗЛИЧНЫЕ РУДЫ ДЛЯ ЗАМОРАЖИВАНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ И РАЗЛИЧНЫХ РУД
- ПРОИЗВОДСТВО ЧУГУНА
- ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЕ ПРОИЗВОДСТВО НАТРИЯ И МАГНИЯ
- ПРОИЗВОДСТВО БРАТТИЙНОЙ ТКАНИ
- ПРОИЗВОДСТВО КАЛЬЦИЕВЫХ СПЛАВОВ
- ВОССТАНОВЛЕНИЕ ВОЛЬФРАМА ИЗ ЛОМА
КАК АРИДИЗАЦИОННЫЙ АГЕНТ ДЛЯ ГИПСА
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- СНИЖЕНИЕ СПРОСА НА ВОДУ
- РАЗРЕШАЕТ БОЛЬШУЮ ПЛОТНОСТЬ
- РЕЗУЛЬТАТЫ ПОВЫШЕННОЙ ПРОЧНОСТИ
Хлорид кальция, используемый в качестве аридизатора при производстве гипса, снижает его консистенцию (количество воды, необходимое для приготовления пасты). Это снижение потребности в воде позволяет различным конечным продуктам (например, гипсу, штукатурке стен, слепкам) получать более высокую плотность, что приводит к более высокой прочности.
ДОБАВКИ ДЛЯ БЕТОНА
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ОБЕСПЕЧИВАЕТ:
- БЫСТРАЯ НАСТРОЙКА
- РАННЕЕ РАЗВИТИЕ СИЛЫ
- ПОВЫШЕННАЯ ПРОИЗВОДИМОСТЬ
- ПОНИЖЕННЫЕ ТРЕБОВАНИЯ К ВОДЕ
- ПОВЫШЕННАЯ ПЛОТНОСТЬ
Добавление 1-2% хлоридов кальция ускоряет время схватывания бетона, что приводит к более раннему развитию прочности.Это также увеличивает скорость текучести бетона (удобоукладываемость). Поскольку можно использовать меньше воды без потери удобоукладываемости, плотность бетона может быть увеличена.
ПОРТЛАНДСКАЯ ДОБАВКА В ЦЕМЕНТ
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- НИЗКОЕ СОДЕРЖАНИЕ ЩЕЛОЧКИ
- ПРЕКРАЩАЕТ РАСШИРЯЮЩИЕ РЕАКЦИИ В ГОТОВОМ БЕТОНЕ
- УМЕНЬШАЕТ ИЗНОС
В печи хлорид кальция вступает в реакцию со щелочью. Портландцемент с более низким содержанием щелочи не будет подвергаться расширяющимся реакциям с заполнителями в бетоне.Это приведет к уменьшению износа готовой бетонной конструкции.
ЦЕМЕНТНАЯ, БЕТОННАЯ И ГИПСОВАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ИСПОЛЬЗУЕТСЯ КАК:
- ПОРТЛАНДСКАЯ ДОБАВКА В ЦЕМЕНТ
- ДОБАВКИ ДЛЯ БЕТОНА
- АРИДИЗИРУЮЩИЙ АГЕНТ В ГИПСЕ
Хлорид кальция — это прямая добавка в печь при производстве портландцемента. Это важный ингредиент в ускорителях схватывания и добавках для снижения содержания воды в бетоне.При производстве гипса его используют в качестве аридизатора.
ХОЛОДИЛЬНАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
ПРЕИМУЩЕСТВА РАСТВОРОВ ХЛОРИДА КАЛЬЦИЯ:
- СОКРАЩЕННОЕ ВРЕМЯ КОНТАКТА
- НЕОБХОДИМО МЕНЬШЕ РАССОЛА
- БОЛЬШАЯ ЭКОНОМИЯ ПРИ УСТАНОВКЕ И ЭКСПЛУАТАЦИИ
При охлаждении, чем ниже температура рассола, тем короче время контакта между рассолом и различными формами. Поскольку большинство холодильных систем обычно работают в непрерывном режиме, чем меньше время контакта, тем меньший объем необходимого рассола.Уменьшение размера системы приводит к большей экономии на установке и эксплуатации. Эти преимущества являются основной причиной использования растворов хлорида кальция, обладающих способностью противостоять замерзанию при низких температурах.
ВОССТАНОВЛЕНИЕ ВОЛЬФРАМА И ПРОИЗВОДСТВО КАЛЬЦИЕВЫХ СПЛАВОВ
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ИСПОЛЬЗУЕТСЯ В:
- ПРЕДОСТАВЛЯЮТ НЕДОРОГО ИСТОЧНИК ИОНА КАЛЬЦИЯ
Лом вольфраматов выщелачивают хлоридом кальция с получением вольфрамата кальция, который затем перерабатывается в металлический вольфрам.
Хлорид кальция используется в качестве флюса и сырья при производстве сплавов кальция и других различных металлов, таких как алюминий, литий, магний и бериллий.
ПРИ ПРОИЗВОДСТВЕ ТКАНИ БРАТТИК, ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- ОБЕСПЕЧИВАЕТ ОГНЕСТОЙКОСТЬ
- СНИЖЕНИЕ РАСХОДОВ
Ткань Brattice используется для вентиляции в шахтах. Обычно наименее дорогую ткань для перегородки, джут, окунают в раствор хлорида кальция, чтобы сделать ее огнестойкой.
БУРЕНИЕ НЕФТЯНЫХ СКВАЖИН
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ИСПОЛЬЗУЕТСЯ В:
- ЗАВЕРШАЮЩИЕ ЖИДКОСТИ
- БУРОВЫЕ ЖИДКОСТИ
- РАБОЧИЕ ЖИДКОСТИ
- УСКОРИТЕЛЬ ДЛЯ БЕТОНА
Хлорид кальция вводится в буровые растворы для получения желаемой консистенции, увеличения его плотности и стабилизации сланцевого образования. Жидкость используется в качестве заканчивания и пакерной жидкости для герметизации обсадных труб и вытеснения бурового раствора. Кроме того, используется при капитальном ремонте скважин и в качестве пакерной жидкости.При цементировании нефтяных скважин для увеличения скорости схватывания добавляют хлористый кальций.
ПРОМЫШЛЕННОСТЬ ПЕРЕРАБОТКИ ОТХОДОВ
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ В:
- ФЛОТАЦИЯ НЕФТЯНЫХ ОТХОДОВ
- ОСАЖДЕНИЕ РАЗЛИЧНЫХ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СРЕДСТВ
Очистка сточных вод — это область, в которой хлорид кальция находит множество применений, помогая промышленным предприятиям и муниципалитетам соблюдать требования по контролю за загрязнением. Удаление нефтесодержащих отходов представляет проблему для нефтяной, металлообрабатывающей, прачечной, текстильной и пищевой промышленности.Добавление хлорида кальция к этим потокам отходов заставляет капли масла всплывать на поверхность, откуда их можно удалить путем снятия шлама. Когда хлорид кальция попадает в сточные воды, содержащие загрязнители, такие как фториды, силикаты, фосфаты, сульфаты и различные тяжелые металлы, он вступает в реакцию с загрязнителями с образованием малорастворимых солей, которые оседают и удаляются.
ПИЩЕВАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ИСПОЛЬЗУЕТСЯ:
- КОНСЕРВЫ И ОБРАБОТКА ФРУКТОВ И ОВОЩЕЙ
- ПОВЫШАЕТ ПЛОТНОСТЬ ФРУКТОВ И ОВОЩЕЙ
- ПРЕДОТВРАЩЕНИЕ РАЗРЫВА ВО ВРЕМЯ ОБРАБОТКИ И ПРИГОТОВЛЕНИЯ
- ПРОИЗВОДИТЕЛИ СЫРА
- ПОМОГИТЕ СОГЛАСИТЬ СЕРДЦЕ
- ПОВЫШЕНИЕ УСТОЙЧИВОСТИ
- ЗАМЕНИТЕ УТЕРЯННЫЙ КАЛЬЦИЙ
- РАЗЛИВНАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
- СНИЖЕНИЕ ЩЕЛОЧНОСТИ НАТРИЯ
- СТРАХОВАЯ УНИФОРМА ВКУСА
Консервы и переработчики используют хлорид кальция для повышения твердости фруктов и овощей, чтобы предотвратить их разрушение во время обработки и приготовления. Яблоки, бананы, вишня, морковь, фасоль лима, оливки, перец, соленые огурцы, картофель и помидоры входят в число выращиваемых таким образом продуктов.
В настоящее время только в рассоле для вишни и оливок разрешается использовать хлорид кальция непищевого качества.
При производстве сыра пищевой хлорид кальция добавляется в пастеризованное обезжиренное молоко для коагуляции творога и повышения его твердости. Хлорид кальция также заменяет хлорид кальция.
В разливной промышленности, а именно в безалкогольных напитках и пиве, используется пищевой хлорид кальция для снижения щелочности натрия из воды, используемой в их рецептурах.Затем вода реминерализуется до желаемого уровня. Эта операция обеспечивает единообразный вкус независимо от места обработки.
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО И СТРОИТЕЛЬСТВО
ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ ИСПОЛЬЗУЕТСЯ ДЛЯ ВЗВЕШИВАНИЯ ШИН ДО:
- УЛУЧШЕНИЕ ТЯГИ
- УВЕЛИЧИТЬ ВОЗМОЖНОСТИ ДЛЯ ВЫДВИЖЕНИЯ И ВЫДВИЖЕНИЯ
- ПРЕДОТВРАТИТЬ ПОДЪЕМ ПЕРЕДНИХ КОЛЕС
- УМЕНЬШИТЬ ОТКЛОНЕНИЕ
- ПОВЫШЕНИЕ СРОКА СЛУЖБЫ ШИНЫ
- ОБЕСПЕЧИВАЕТ ЗАЩИТУ ОТ ЗАМЕРЗАНИЯ
Взвешивание шин погрузчиков, бульдозеров, сортов и тракторов хлоридом кальция (29% раствор) дает этим транспортным средствам ряд преимуществ. Во-первых, это улучшает сцепление с дорогой, позволяя лучше толкать и тянуть. Это также помогает предотвратить подъем передних или задних колес при остановке, ускорении, загрузке и разгрузке. На более высоких скоростях это помогает уменьшить отскок, что приводит к меньшему износу боковин и более медленному износу протектора.
Растворы хлорида кальциятакже обеспечивают более адекватную защиту от замерзания при температуре до -59 ° F.
ЭЛЕКТРОННАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ХЛОРИДА КАЛЬЦИЯ ПРИ ПРОИЗВОДСТВЕ МУСОЧНЫХ СВЕТИЛЬНИКОВ И ЭКРАНОВ ДЛЯ ТЕЛЕВИЗОРОВ РЕЗУЛЬТАТЫ:
- НИЖНИЕ ПРИМЕСИ МЕТАЛЛИЧЕСКИХ ИОНОВ
- БОЛЬШЕ ЯРКОСТИ
Хлорид кальция используется в качестве сырья при производстве карбоната кальция высокой чистоты, который, в свою очередь, используется для производства люминофоров (материала, используемого для покрытия внутренней части люминесцентных ламп).Эти люминофоры содержат мало ионов металлов. Это обеспечивает большую яркость готовой продукции (люминесцентные лампы, телевизионные экраны, электронные видеоигры и др. ).
НЕМУНИЦИПАЛЬНЫЕ ПРИЛОЖЕНИЯ ДЛЯ УПРАВЛЕНИЯ ПЫЛЕЙ
- ДОРОГИ ДЛЯ МАШИН
- ДОРОГИ ДЛЯ ЗАГРУЗКИ
- ПРОДАЖИ ДИСТРИБЬЮТОРА
- ЧАСТНЫЕ ДОРОГИ
- ПАРКОВКА
- ДОРОГА
- ТЕННИСНЫЕ КОРТЫ
Пыль, независимо от того, попала ли она в воздух в результате столкновения 100-тонного грузовика с дороги или кроссовок, скользящих по глиняному теннисному корту, представляет собой неприятность и вредную потерю материала с грунтовой поверхности.Хлорид кальция связывает эти частицы пыли с поверхностью, создавая гладкую, уплотненную поверхность без пыли.
БУМАЖНАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ
В ГОФРИРОВАННОЙ ПЛАТЕ, ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- УЛУЧШАЕТ ДРЕНАЖ СНАРЯДА
- УВЕЛИЧИВАЕТ ПРОИЗВОДСТВО
Хлорид кальция в основном используется в бумажной промышленности при производстве девятиточечного гофрированного материала, который используется при производстве гофрированного картона. Хлорид кальция улучшает дренаж массы, тем самым увеличивая производительность за счет увеличения скорости бумагоделательной машины или сокращения тормозов мокрой части.
ПРОМЫШЛЕННОСТЬ ПЛАСТИКОВ
В ПОЛИМЕРИЗАЦИИ ПОДВЕСКИ, ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ:
- ПРЕДОТВРАЩАЕТ КОЛЕССИНГ ОРГАНИЧЕСКИХ ЧАСТИЦ
- КОНТРОЛЬ РАЗМЕРА ЧАСТИЦ ПОЛИМЕРА
Хлорид кальция используется в качестве суспендирующего агента при суспензионной полимеризации различных пластиков. Поскольку частицы взвешены в плотном рассоле, они не оседают на дно реактора и не сливаются в большую единую массу.
ПРОЧИЕ ПРОМЫШЛЕННЫЕ ПРИМЕНЕНИЯ
- КЛЕИ
- ДОБАВКА К КОРМАМ
- КЕРАМИКА
- КРАСИТЕЛЬ
- ОСАДИТЕЛЬ
- ДЕАЭРАТОР
- ГЛИЦЕРОЛ
- ТЕПЛООБРАБОТКА СОЛИ
- БЕЗОПАСНОСТЬ НА ДОРОГЕ
- НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ХИМИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА
- ПРОИЗВОДСТВО СОЛЕЙ КАЛЬЦИЯ
- МЕДИЦИНСКИЕ ПРИНАДЛЕЖНОСТИ
- ХОЛОДНАЯ УПАКОВКА
- КОМПРЕСС ГОРЯЧЕЙ УПАКОВКИ
- ДЕПРЕССАНТ ДЛЯ ТОЧКИ ЗАМЕРЗАНИЯ
- ТЕПЛО ЭКЗОТЕРМИЧЕСКОГО РАСТВОРА
- ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЕ ХИМИИ
- ЗАСТУПЛЕНИЕ ПОЧВЫ
- СОЛНЕЧНОЕ ТЕПЛО ХРАНЕНИЕ
Перманганат калия (Kmno4) | Применение, физические и химические свойства перманганата калия
Что такое перманганат калия?
Перманганат калия — это универсальное химическое соединение пурпурного цвета.
Это калиевая соль марганцевой кислоты.
Также известный как перманганат калия, он имеет много других названий, таких как минерал хамелеон, кристаллы Конди и гипермаган.
Перманганат калия был впервые произведен немецким химиком Иоганном Рудольфом Глаубером в 1659 году, но вскоре о нем забыли. Он был заново открыт британским химиком Генри Конди, который производил дезинфицирующие средства, известные как «кристаллы Конди». Перманганат калия имел большой успех.
Обладает окислительными свойствами, поэтому нашло разнообразное применение в медицинской и химической промышленности.
Его химическая формула — KMnO4.
Физические свойства перманганата калия — KMnO4
Это химическое соединение ярко-фиолетового или бронзового цвета.
Он имеет плотность 2,7 г / мл и его молярную массу 158,034 г / моль.
Состав не имеет запаха, т.е. не имеет запаха, но имеет сладкий вкус.
Он имеет высокую температуру плавления 2400 C.
Он в основном встречается в виде порошка, кристаллов или таблеток.
Химические свойства перманганата калия
Перманганат калия растворим в ацетоне, воде, пиридине, метаноле и уксусной кислоте. Он также легко растворяется в неорганических растворителях.
Имеет насыщенный фиолетовый цвет в концентрированном растворе и розовый цвет в разбавленном растворе.
Концентрированные и разбавленные растворы перманганата калия
Не горючий, но поддерживает горение других веществ.
При нормальных условиях это высокостабильное соединение, но при нагревании разлагается с образованием MnO2 и высвобождением кислорода.
2KMnO4 ∆ → K2MnO4 + MnO2 + O2
Это сильный окислитель (соединение, которое может легко переносить свой кислород на другие вещества), образуя темно-коричневый диоксид марганца (MnO2), который окрашивает все, что есть органический.Он легко может принимать электроны от других веществ.
Он бурно реагирует с серной кислотой, приводя к взрыву.
Он немедленно вступает в реакцию с глицерином и простыми спиртами с образованием пламени и дыма.
Структура перманганата калия — KMnO4
Перманганат калия представляет собой ионное соединение, состоящее из катиона калия (K +) и перманганат-аниона (MnO4-).
В перманганат-анионе (MnO4-) атом марганца связан с четырьмя атомами кислорода тремя двойными связями и одной одинарной связью.Его структуру можно записать следующим образом.
Степень окисления марганца в этой соли +7.
Кристаллическая структура твердого KMnO4 ромбическая. Каждая структура MnO4- присутствует в тетраэдрической геометрии.
Реакции перманганата калия (KMnO4)
Большинство реакций с перманганатом калия представляют собой окислительно-восстановительные реакции (химическая реакция, при которой одно вещество окисляется, а другое восстанавливается).
KMnO4 может окислять многие неорганические соединения.Среда раствора играет важную роль в определении продуктов реакции.
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3h3SO4🡪 2MnSO4 + 5Na2SO₄ + K2SO4 + 3h3O
2KMnO4 + 3K2SO3 + h3O 🡪 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOHKOH
+2KMO2 + 2KOHKO4 +
+ 2KMO2 + выделение 2KMO4 + 2KMO4 .2KMnO4 ∆ → K2MnO4 + MnO2 + O2
При разбавлении кристаллов перманганата под прямыми солнечными лучами выделяется кислород.
4KMnO4 + 2h3O Солнечный свет → 4KOH + 4MnO2 + 3O2
С серной кислотой:
2KMnO4 + h3SO4 🡪 Mn2O7 + K2SO₄ + h3O
С перекисью водорода 3KOH3 + 2KO2 + 2H2 + 2h2hO2 + 3hO2 + 3hO2 + 3hO2 + 3hO2 + 3HO2 + 2MnO2 + 2H2 СН2 + 2KMnO4 + 2h3O 🡪 Ch3OH – Ch3OH + 2MnO2 + 2KOH (с охлаждением).
Может окислять альдегиды с образованием карбоновых кислот.
Окисляет спирты с образованием карбонилов.
Он также может окислять атомы углерода с тройными связями с образованием дионов.
Он окисляет сахар до кислот, разрушая углеродный скелет по двойным связям.
Применение перманганата калия (KMnO4)
Применение в медицине
Перманганат калия действует как дезинфицирующее средство — благодаря своим окислительным свойствам он может действовать как дезинфицирующее средство для лечения кожных инфекций, таких как дерматит, язвы и язвы , экзема и грибковые инфекции. При нанесении на небольшие раны он атакует внешнюю клеточную мембрану микроорганизма, окисляя ее и разрушая ее структуру.В некоторых случаях при больших ранах врачи рекомендуют водные ванны с перманганатом калия с разбавленными растворами. Необходимо соблюдать осторожность, поскольку чрезмерное использование этого химического вещества может вызвать раздражение и ожоги.
Может использоваться для промывания ран. Влажные раны, такие как язвы и абсцессы, можно промыть раствором перманганата калия. Это лечение убивает микробы и предотвращает вторичное инфицирование. Это также помогает высушить волдыри.
Он очень эффективен при лечении грибковой инфекции, которая называется микоз.Окислительное действие раствора перманганата убивает грибок, тем самым снимая такие симптомы, как зуд и ощущение жжения.
Может также использоваться для лечения аллергии, вызванной реакцией коммерческих красок для волос. Красители содержат окислитель, который разрушает пигмент меланина в волосах и позволяет красителю проникнуть внутрь. Из-за неполного действия красителя и окислителя иногда возникает аллергическая реакция, вызывающая дискомфорт и зуд. Раствор перманганата применяется в таком случае в виде компресса для снятия симптомов и полного окисления красителя.
Очистка воды
Используется на водоочистных сооружениях для уничтожения загрязняющих веществ, а также для удаления неприятного запаха из воды. Он окисляет железо, сероводород и марганец до твердых частиц, которые затем удаляются фильтрацией. При лечении не образуются токсичные вещества, поэтому его очень безопасно использовать.
Может также использоваться для очистки воды в плавательных бассейнах.
Аналитическая и органическая химия. Из-за своей яркой окраски и окислительной природы перманганат калия используется в химических лабораториях в качестве реагента для расчета количества вещества, которое может быть окислено в образце.Это значение называется перманганатным значением.
В бумажной промышленности число каппа (количество стандартного раствора перманганата, потребляемого древесной массой) используется для определения количества химического вещества, необходимого для отбеливания целлюлозы. В лабораториях органической химии оно часто используется в реакциях с органическими соединениями.
Другое применение
При смешивании с 80% сероводорода он действует как топливо для ракет и торпед.
В сельской местности он используется для удаления железа и сероводорода из колодезной воды.
Может также помочь удалить ржавчину с водопроводных труб.
Может использоваться для удаления улиток с растений перед переносом в аквариум.
Это важный компонент в наборах для выживания наряду с таблетками глицерина / глюкозы, где он может пригодиться при разжигании огня. Если натереть таблетки глюкозы с порошком перманганата, можно разжечь огонь. Его также можно использовать для очистки воды и ран.
Может применяться как противоядие при отравлении фосфором.
Часто используется для лечения паразитарных инфекций у рыб.
Воздействие на здоровье
KMnO4 — опасное химическое вещество, так как даже кратковременное воздействие может вызвать дискомфорт. Соблюдая правила личной гигиены и принимая надлежащие меры предосторожности при обращении с перманганатом калия, можно избежать опасности для здоровья. Вот некоторые из его последствий для здоровья:
Концентрированный KMnO4 вызывает раздражение кожи и глаз. Длительное воздействие может привести к необратимому повреждению глаз.
При вдыхании может вызвать раздражение носа и горла. Даже легкие могут быть поражены, вызывая кашель, одышку и отек легких (скопление жидкости в легких).
KMnO4 также может влиять на печень и почки.
Длительное воздействие может повлиять на фертильность.
Физические свойства DMS — Gaylord Chemical
Синонимы DMS: Метан, тиобис-; Метилсульфид; Диметилмоносульфид; Диметилтиоэфир; DMS; Метилмоносульфид; 2-тиапропан; Диметилсульфид; Тиобисметан; (CH 3 ) 2 S; Диметилсульфид; Exact-S; Метилсульфид; Метилтиометан; Метиловая сера; 2-тиопропан; ООН 1164; Метилтиоэфир; Тиопропан; Сульфид, метил-; (Метилсульфанил) метан
Температура самовоспламенения (ASTM E 659): 206 ° C (403 ° F)
Точка кипения: 38 ° C (99 ° F)
Диапазон кипения (безводный): 90% @ 37. 1 + 0,2 ° С
Регистрационный номер CAS: 75-18-3
Коэффициент расширения: 0,0013 мл / мл / ° C.
Критическое давление: 826 psia = 56,1 атм = 5,69 МН / кв. М.
[ Береговая охрана США, Министерство транспорта. CHRIS — Данные об опасных химических веществах. Руководство два. Вашингтон, округ Колумбия: Типография правительства США, октябрь 1978 г. ]
Критическая температура: 444 ° F = 229 ° C = 502 ° K Плотность / удельный вес: 0.847 (20 ° C) (вода = 1) Диэлектрическая проницаемость: 12
Скорость испарения (н-бутилацетат = 1): »1.0
Температура вспышки (ASTM D-93, в закрытом тигле): -48 ° C (-54 ° F)
Температура вспышки (расчетная): -34 ° C
Формула: C2H6S
Точка замерзания: -98,3 ° C (-145 ° F)
Данные растворимости Хансена:
Дисперсия 16,1
Полярная 6,4
Водородная связь 7,4
Теплота сгорания: 13 200 БТЕ / фунт = 7340 кал / г = 457. 3 K кал / моль = 307X10 + 5 Дж / кг
[ Береговая охрана США, Министерство транспорта. CHRIS — Данные об опасных химических веществах. Руководство два. Вашингтон, округ Колумбия: Типография правительства США, октябрь 1978 г. ]
Теплота плавления: 30,73 кал / г
Теплота испарения: 194 БТЕ / фунт = 108 кал / г = 4,52X10 + 5 Дж / кг
[ Береговая охрана США, Министерство транспорта. CHRIS — Данные об опасных химических веществах. Руководство два. Вашингтон, округ Колумбия: Типография правительства США, октябрь., 1978. ]
Константа закона Генри: 1,61 × 10-3 атм куб.м / моль -3 при 25 ° C
[ Gaffney JS et al; Environ Sci Technol 21: 519-23 (1987) ]
Константа скорости гидроксильных радикалов: 4,56 · 10-12 куб.см / моль · сек при 25 ° C
[ Atkinson R; Справочный журнал физико-химических данных. Монография № 1 (1989) ]
Межфазное натяжение, жидкость-вода: (расчетное значение) 30 дин / см = 0,030 Н / м при 20 ° C; Отношение удельной теплоты пара (газа): 1. 1277 @ 16 ° C
[ Береговая охрана США, Министерство транспорта. CHRIS — Данные об опасных химических веществах. Руководство два. Вашингтон, округ Колумбия: Типография правительства США, октябрь 1978 г., ]
IR: 6300 (Коллекция призм Sadtler Research Laboratories)
[ Weast, R.C. и M.J. Astle. CRC Справочник данных по органическим соединениям. Тома I и II. Бока Ратон, Флорида: CRC Press Inc. 1985., стр. V1 853 ]
Нижний предел взрываемости: 2,2%
MASS: 10 (База данных масс-спектров Национального бюро стандартов EPA-NIH, NSRDS-NBS-63)
[ Weast, R.C. и M.J. Astle. CRC Справочник данных по органическим соединениям. Тома I и II. Бока Ратон, Флорида: CRC Press Inc. 1985., стр. V1 853 ]
Молярный объем: 73,2
Молекулярный вес: 62,14
Коэффициент разделения октанол / вода: 0,92
Порог запаха: менее 1 части на миллион
Запах: Неприятный запах дикой редьки или капусты
[Справочник ароматических ингредиентов Фенароли. Том 2.Отредактировано, переведено и отредактировано T.E. Фурия и Н. Белланка. 2-е изд. Кливленд: The Chemical Rubber Co., 1975., стр. 406]
pH: нет данных
Физическая форма: Бесцветная жидкость
Показатель преломления: 1,4355 @ 20 ° C / D; МАКСИМАЛЬНОЕ ПОГЛОЩЕНИЕ (СПИРТ): 215 нм (LOG E = 3,0)
[Weast, R.C. (ред.). Справочник по химии и физике. 60-е изд. Бока-Ратон, Флорида: CRC Press Inc., 1979, стр. C-505]
Растворимость в воде: Макс.2% (мас. / Об.) При 25 ° C
Удельная теплоемкость: при 20 ° C Cp (кал / г / м3) = 0,45
Содержание серы: 51,5%
Поверхностное натяжение: 26,5 дин / см = 0,0265 Н / м при 11 ° C 23,33 дин / см при 32,9 ° C 19,87 дин / см при 57,7 ° C
[США Береговая охрана, Департамент транспорта. CHRIS — Данные об опасных химических веществах. Руководство два. Вашингтон, округ Колумбия: Типография правительства США, октябрь 1978 г. ]
Верхний предел взрываемости: 19.7%
Плотность пара: 2,14 (воздух = 1)
[Sax, N.I. Опасные свойства промышленных материалов. 5-е изд. Нью-Йорк: Ван Ностранд Райнхольд, 1979., стр. 832]
Давление пара при 20 ° C (68 ° F): 530 мбар (398 мм рт. Ст.)
Давление пара: 502 мм рт. Ст. При 25 ° C, исходя из экспериментально полученных коэффициентов.
[Daubert, T.E., R.P. Danner. Сборник данных по физическим и термодинамическим свойствам чистых химических веществ. Вашингтон, Д.С .: Тейлор и Фрэнсис, 1989 г.]
Вязкость при 25 ° C (68 ° F): 0,29 сП
Вязкость: Менее 32,6 единиц Сейболта сек.
[Clayton, G.D. и F.E. Clayton (ред.). Промышленная гигиена и токсикология Пэтти: Том 2A, 2B, 2C: токсикология. 3-е изд. Нью-Йорк: John Wiley Sons, 1981-1982 гг., Стр. 2065]
Растворим в воде в DMS: Макс. 0,4% (мас. / Об.) При 25 ° C
Преобразование вес / объем: 2,54 мг / куб. м = 1 ч / млн
[Clayton, G.Д. и Ф. Э. Клейтон (ред.). Промышленная гигиена и токсикология Пэтти: Том 2A, 2B, 2C: токсикология. 3-е изд. Нью-Йорк: John Wiley Sons, 1981-1982 гг., Стр. 2065]
Некоторые термодинамические и кинетические свойства системы HCl – h4PO4 – h3O – Fe (III)
Антропов Л.И., Макушин Е.М., Панасенко В.Ф., Ингибиторы коррозии металлов (Ингибиторы коррозии металлов), Киев: Техника, 1981, с. 58–61.
Авдеев Я.Г., Горичев И.Г., Лучкин А.Ю., Междунар. Дж. Коррос. Scale Inhib. , 2012, т. 1, вып. 1. С. 26–37. https://doi.org/10.17675/2305-6894-2012-1-1-026-037
Статья Google Scholar
Авдеев Я.Г., Панова А.В., Андреева Т.Е., Кузнецов Ю.И., Корроз .: Матер., Защ. , 2019 г. 11. С. 32–40. https://doi.org/10.31044/1813-7016-2019-0-11-32-40
Авдеев Я.Г., Киреева О.А., Кузнецов Д.С., Кузнецов Ю.И., Корроз . : Матер., Защ. , 2018, вып. 7. С. 22–28. https://doi.org/10.31044/1813-7016-2018-0-7-22-28
Авдеев Я.Г., Тюрина М.В., Кузнецов Ю.И., Пронин Ю. Е., Казанский Л.П., Корроз .: Матер., Защ. .2013. 6. С. 17–23.
Авдеев Я.Г., Тюрина М.В., Кузнецов Ю.И., Корроз .: Матер., Защ. .2014. 1. С. 18–25.
Лурье Ю.Ю., Справочник по аналитической химии, , М .: Химия, 1971, с.255–265.
Zhu, X., Nordstrom, D.K., McCleskey, R.B., Wang, R., and Lu, X., Chem. Геол. , 2017, т. 460. С. 37–45. https://doi.org/10.1016/j.chemgeo.2017.04.010
CAS Статья Google Scholar
Маджима, Х. и Авакура, Ю., Металл. Пер. В , 1985, т. 16. С. 433–439.
Артикул Google Scholar
Рахимова М.М., Нурматов Т.М., Юсупов Н.З., Исмаилова М.А., Файзуллаев Е. J. Inorg. Chem. , 2013, т. 58, вып. 6. С. 719–723.
CAS Статья Google Scholar
Рахимова М.М., Юсупов Н.З., Суяров К.Дж., Хасанова К.Г., Бекбудова Ш., Россия. J. Inorg. Chem. , 2013, т. 58, вып. 8. С. 972–975.
CAS Статья Google Scholar
Юэ, Г., Чжао, Л., Ольвера, О.Г., Асселин, Э., Hydrometallurgy , 2014, vols. 147–148. С. 196–209. https://doi.org/10.1016/j.hydromet.2014.05.008
Драй, М.Дж., Брайсон, A.W., Hydrometallurgy, 1988, т. 21. С. 59–72.
CAS Статья Google Scholar
Гусман И., Торп С.Дж., Папангелакис В.Г., J. Electroanal. Chem. , 2017, т. 799. С. 399–405.https://doi.org/10.1016/j.jelechem.2017.06.036
CAS Статья Google Scholar
Авдеев Я. Г., Андреева Т.Е., Панова А.В., Юрасова Е.Н., Междунар. Дж. Коррос. Scale Inhib. , 2019, т. 8, вып. 2. С. 411–421. https://doi.org/10.17675/2305-6894-2019-8-2-18
CAS Статья Google Scholar
Белкат, Б., Лагзизил, А., Элькачими, К., Bouhaouss, A., and Belcadi, S., J. Fluorine Chem. , 2000, т. 105, стр. 1–5. https://doi.org/10.1016/S0022-1139(00)00256-6
CAS Статья Google Scholar
Насим Ахтар Х.М., Шейх А.А., Эхсан М.К., Русс. J. Electrochem., 2008, т. 44, нет. 12. С. 1403–1408. https://doi.org/10.1134/S102319350812015X
CAS Статья Google Scholar
Мост, М.H., Williams, E., Lyons, M.E.G., Tipton, K.F., and Linert, W., Biochim. Биофиз. Acta , 2004, т. 1690. С. 77–84. https://doi.org/10.1016/j.bbadis.2004.05.007
CAS Статья Google Scholar
Vatrál, J. , Boca, R., and Linert, W., Electrochim. Acta , 2014, т. 145. С. 53–63. https://doi.org/10.1016/j.electacta.2014.08.079
CAS Статья Google Scholar
Радхи, М.М., Джаффар Аль-Мулла, Э.А., и Тан, В.Т., Res. Chem. Интермед., 2012, т. 38, нет. 9. С. 179–192. https://doi.org/10.1007/s11164-012-0954-6
CAS Статья Google Scholar
Xu, Q., Zhao, T..S., Wei, L., Zhang, C., and Zhou, X.L., Electrochim. Acta, 2015, т. 154. С. 462–467. https://doi.org/10.1016/j.electacta.2014.12.061
CAS Статья Google Scholar
Чен, Ю.-W.D., Santhanam, K.S.V., и Bard, A.J., J. Electrochem. Soc., 1981, т. 128, нет. 7. С. 1460–1467. https://doi.org/10.1149/1.2127663
CAS Статья Google Scholar
Wen, Y. H., Zhang, H.M., Qian, P., Zhou, H.T., Zhao, P., Yi, B.L., and Yang, Y.S., J. Electrochem. Soc. , 2006, т. 153, нет. 5, стр. A929 – A934. https://doi.org/10.1149/1.2186040
CAS Статья Google Scholar
Гуин, С.К., Чандра Р., Аггарвал С.К., Electrochim. Acta, 2010, т. 55. С. 8402–8409. https://doi.org/10.1016/j.electacta.2010.07.052
CAS Статья Google Scholar
Авдеев Я.Г., Андреева Т.Е., Кузнецов Ю.И., Междунар. Дж. Коррос. Scale Inhib. , 2018, т. 7, вып. 3. С. 366–375. https://doi.org/10.17675/2305-6894-2018-7-3-7
CAS Статья Google Scholar
Методы электрохимии: электродные процессы, Йегер, Э.and Salkind, A.J., Eds., New York: John Wiley and Sons, 1972, vol. 1.
Google Scholar
Захаров В. А., Сонгина О.А., Бектурова Г.Б., Ж. Анальный. Хим., 1976, т. 31, вып. 11. С. 2212–2221.
CAS Google Scholar
Пламбек, Дж. А., Электроаналитическая химия: основные принципы и приложения, Нью-Йорк: Джон Вили и сыновья, 1982.
Google Scholar
Плесков Ю.В. и Филиновский В.Ю., Вращающийся дисковый электрод , М .: Наука, 1972.
Авдеев Я.Г., Лучкин А.Ю., Кузнецов Ю.И. ., Корроз .: Матер., Защ. .2012. 10. С. 23–27.
Авдеев Я.Г., Лучкин А.Ю., Тюрина М.В., Кузнецов Ю.И., Корроз .: Матер., Защ. .2015. 1. С. 23–27.