Kristallgitter von Natriumchlorid NaCl. Ein Handbuch zur Chemie für Bewerber an Hochschulen
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Unterrichtsart: Kombiniert.
Das Hauptziel des Unterrichts: Den Schülern konkrete Vorstellungen über amorphe und kristalline Stoffe, Arten von Kristallgittern zu vermitteln, den Zusammenhang zwischen der Struktur und den Eigenschaften von Stoffen herzustellen.
Lernziele.
Lehrreich: Konzepte über den kristallinen und amorphen Zustand von Festkörpern zu entwickeln, Schüler mit verschiedenen Arten von Kristallgittern vertraut zu machen, die Abhängigkeit der physikalischen Eigenschaften eines Kristalls von der Art der chemischen Bindung im Kristall und der Art des Kristalls festzustellen Gitter, um den Schülern grundlegende Vorstellungen über den Einfluss der Natur chemischer Bindungen und der Arten von Kristallgittern auf die Eigenschaften der Materie zu vermitteln, den Schülern eine Vorstellung vom Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung zu vermitteln.
Lehrreich: Das Weltbild der Studierenden weiterbilden, die gegenseitige Beeinflussung der Bestandteile gesamtstruktureller Stoffteilchen berücksichtigen, wodurch neue Eigenschaften entstehen, die Fähigkeit entwickeln, ihre pädagogische Arbeit zu organisieren und die Arbeitsregeln einzuhalten ein Team.
Entwicklung: das kognitive Interesse von Schulkindern anhand von Problemsituationen entwickeln; Verbesserung der Fähigkeiten der Schüler, die Ursache-Wirkungs-Abhängigkeit der physikalischen Eigenschaften von Stoffen von chemischen Bindungen und der Art des Kristallgitters festzustellen und die Art des Kristallgitters anhand der physikalischen Eigenschaften der Substanz vorherzusagen.
Ausrüstung: Periodensystem von D.I. Mendeleev, Sammlung „Metalle“, Nichtmetalle: Schwefel, Graphit, roter Phosphor, Sauerstoff; Präsentation „Kristallgitter“, Modelle von Kristallgittern verschiedener Art (Speisesalz, Diamant und Graphit, Kohlendioxid und Jod, Metalle), Proben von Kunststoffen und daraus hergestellten Produkten, Glas, Plastilin, Harzen, Wachs, Kaugummi, Schokolade , Computer, Multimediainstallation, Videoexperiment „Sublimation von Benzoesäure“.
Während des Unterrichts
1. Organisatorischer Moment.
Der Lehrer begrüßt die Schüler und registriert diejenigen, die abwesend sind.
Dann erzählt er das Thema der Lektion und den Zweck der Lektion. Die Schüler notieren das Thema der Lektion in ihrem Notizbuch. (Folie 1, 2).
2. Hausaufgaben überprüfen
(2 Schüler an der Tafel: Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung für Stoffe mit den Formeln:
1) NaCl, CO 2, I 2; 2) Na, NaOH, H 2 S (schreiben Sie die Antwort an die Tafel und nehmen Sie sie in die Umfrage auf).
3. Analyse der Situation.
Lehrer: Was studiert Chemie? Antwort: Chemie ist die Wissenschaft von Stoffen, ihren Eigenschaften und Stoffumwandlungen.
Lehrer: Was ist eine Substanz? Antwort: Materie ist das, woraus der physische Körper besteht. (Folie 3).
Lehrer: Welche Materiezustände kennen Sie?
Antwort: Es gibt drei Aggregatzustände: fest, flüssig und gasförmig. (Folie 4).
Lehrer: Nennen Sie Beispiele für Stoffe, die bei unterschiedlichen Temperaturen in allen drei Aggregatzuständen vorliegen können.
Antwort: Wasser. Unter normalen Bedingungen befindet sich Wasser in flüssigem Zustand, wenn die Temperatur unter 0 0 C sinkt, geht Wasser in einen festen Zustand – Eis – über, und wenn die Temperatur auf 100 0 C ansteigt, entsteht Wasserdampf (gasförmiger Zustand).
Lehrer (Ergänzung): Jeder Stoff kann in fester, flüssiger und gasförmiger Form gewonnen werden. Neben Wasser handelt es sich dabei um Metalle, die sich unter normalen Bedingungen in einem festen Zustand befinden, beim Erhitzen zu erweichen beginnen und bei einer bestimmten Temperatur (t pl) in einen flüssigen Zustand übergehen – sie schmelzen. Bei weiterer Erwärmung bis zum Siedepunkt beginnen die Metalle zu verdampfen, d.h. in einen gasförmigen Zustand übergehen. Jedes Gas kann durch Absenken der Temperatur in einen flüssigen und festen Zustand überführt werden: zum Beispiel Sauerstoff, der sich bei einer Temperatur (-194 0 C) in eine blaue Flüssigkeit verwandelt und bei einer Temperatur (-218,8 0 C) zu einer erstarrt schneeartige Masse bestehend aus Kristallen von blauer Farbe. Heute werden wir uns im Unterricht mit dem festen Zustand der Materie befassen.
Lehrer: Nennen Sie, welche festen Stoffe auf Ihren Tischen liegen.
Antwort: Metalle, Plastilin, Speisesalz: NaCl, Graphit.
Lehrer: Was denken Sie? Welcher dieser Stoffe ist im Überschuss vorhanden?
Antwort: Plastilin.
Lehrer: Warum?
Es werden Annahmen getroffen. Fällt es den Schülern schwer, kommen sie mit Hilfe des Lehrers zu dem Schluss, dass Plastilin im Gegensatz zu Metallen und Natriumchlorid keinen bestimmten Schmelzpunkt hat – es (Plastilin) wird allmählich weich und geht in einen flüssigen Zustand über. Das sind zum Beispiel Schokolade, die im Mund zergeht, oder Kaugummi, aber auch Glas, Kunststoffe, Harze, Wachs (bei der Erklärung zeigt der Lehrer der Klasse Proben dieser Stoffe). Solche Stoffe nennt man amorph. (Folie 5) und Metalle und Natriumchlorid sind kristallin. (Folie 6).
Dabei werden zwei Arten von Feststoffen unterschieden : amorph und kristallin. (Folie7).
1) Amorphe Stoffe haben keinen bestimmten Schmelzpunkt und die Anordnung der Partikel in ihnen ist nicht streng geordnet.
Kristalline Stoffe haben einen genau definierten Schmelzpunkt und zeichnen sich vor allem durch die richtige Anordnung der Partikel aus, aus denen sie aufgebaut sind: Atome, Moleküle und Ionen. Diese Teilchen befinden sich an genau definierten Punkten im Raum, und wenn diese Knoten durch Geraden verbunden werden, entsteht ein räumlicher Rahmen - Kristallzelle.
Der Lehrer fragt problematische Themen
Wie lässt sich die Existenz von Festkörpern mit so unterschiedlichen Eigenschaften erklären?
2) Warum spalten sich kristalline Stoffe beim Aufprall in bestimmte Ebenen, während amorphe Stoffe diese Eigenschaft nicht haben?
Hören Sie sich die Antworten der Schüler an und führen Sie sie dazu Abschluss:
Die Eigenschaften von Stoffen im festen Zustand hängen von der Art des Kristallgitters ab (hauptsächlich davon, welche Teilchen sich in seinen Knoten befinden), die wiederum von der Art der chemischen Bindung in einem bestimmten Stoff bestimmt wird.
Hausaufgaben überprüfen:
1) NaCl – Ionenbindung,
CO 2 – kovalente polare Bindung
I 2 – kovalente unpolare Bindung
2) Na-Metall-Bindung
NaOH – Ionenbindung zwischen Na + Ion – (O und H kovalent)
H 2 S - kovalent polar
Frontalvermessung.
- Welche Bindung heißt ionisch?
- Welche Art von Bindung nennt man kovalent?
- Welche Bindung wird als polare kovalente Bindung bezeichnet? unpolar?
- Wie nennt man Elektronegativität?
Fazit: Es gibt eine logische Abfolge, die Beziehung der Phänomene in der Natur: Struktur des Atoms -> EO -> Arten chemischer Bindungen -> Art des Kristallgitters -> Eigenschaften von Stoffen . (Folie 10).
Lehrer: Abhängig von der Art der Partikel und der Art der Verbindung zwischen ihnen unterscheidet man sie vier Arten von Kristallgittern: ionisch, molekular, atomar und metallisch. (Folie 11).
Die Ergebnisse sind in der folgenden Tabelle dargestellt – einem Beispieltisch auf den Schreibtischen der Schüler. (siehe Anhang 1). (Folie 12).
Ionenkristallgitter
Lehrer: Was denken Sie? Für Stoffe mit welcher Art chemischer Bindung ist dieser Gittertyp charakteristisch?
Antwort: Stoffe mit ionischen chemischen Bindungen zeichnen sich durch ein Ionengitter aus.
Lehrer: Welche Teilchen werden an den Gitterknoten sein?
Antwort: Jona.
Lehrer: Welche Teilchen werden Ionen genannt?
Antwort: Ionen sind Teilchen, die eine positive oder negative Ladung haben.
Lehrer: Welche Zusammensetzung haben Ionen?
Antwort: Einfach und komplex.
Demonstration – Modell des Kristallgitters von Natriumchlorid (NaCl).
Erklärung des Lehrers: An den Knotenpunkten des Natriumchlorid-Kristallgitters befinden sich Natrium- und Chlorionen.
In NaCl-Kristallen gibt es keine einzelnen Natriumchloridmoleküle. Der gesamte Kristall sollte als riesiges Makromolekül betrachtet werden, das aus einer gleichen Anzahl von Na + - und Cl - -Ionen, Na n Cl n, besteht, wobei n eine große Zahl ist.
Die Bindungen zwischen den Ionen in einem solchen Kristall sind sehr stark. Daher weisen Stoffe mit Ionengitter eine relativ hohe Härte auf. Sie sind feuerfest, nichtflüchtig und zerbrechlich. Ihre Schmelzen leiten elektrischen Strom (Warum?) und lösen sich leicht in Wasser.
Ionische Verbindungen sind binäre Verbindungen aus Metallen (IA und II A), Salzen und Alkalien.
Atomare Kristallgitter
Demonstration von Kristallgittern aus Diamant und Graphit.
Die Schüler haben Graphitproben auf dem Tisch.
Lehrer: Welche Teilchen werden sich an den Knotenpunkten des Atomkristallgitters befinden?
Antwort: An den Knotenpunkten des atomaren Kristallgitters befinden sich einzelne Atome.
Lehrer: Welches chemische Bindung wird zwischen Atomen entstehen?
Antwort: Kovalente chemische Bindung.
Erklärungen des Lehrers.
Tatsächlich befinden sich an den Stellen atomarer Kristallgitter einzelne Atome, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind. Da sich Atome ebenso wie Ionen unterschiedlich im Raum befinden können, entstehen Kristalle unterschiedlicher Form.
Atomares Kristallgitter aus Diamant
In diesen Gittern befinden sich keine Moleküle. Der gesamte Kristall sollte als Riesenmolekül betrachtet werden. Ein Beispiel für Substanzen mit dieser Art von Kristallgittern sind allotrope Modifikationen von Kohlenstoff: Diamant, Graphit; sowie Bor, Silizium, roter Phosphor, Germanium. Frage: Welche Zusammensetzung haben diese Stoffe? Antwort: Einfach in der Zusammensetzung.
Atomkristallgitter haben nicht nur einfache, sondern auch komplexe. Zum Beispiel Aluminiumoxid, Siliziumoxid. Alle diese Substanzen haben sehr hohe Temperaturen Schmelzpunkt (für Diamant über 3500 0 C), fest und hart, nichtflüchtig, praktisch unlöslich in Flüssigkeiten.
Metallkristallgitter
Lehrer: Leute, ihr habt eine Sammlung von Metallen auf euren Tischen, schauen wir uns diese Muster an.
Frage: Welche chemische Bindung ist charakteristisch für Metalle?
Antwort: Metall. Bindung in Metallen zwischen positiven Ionen durch gemeinsame Elektronen.
Frage: Welche allgemeinen physikalischen Eigenschaften sind charakteristisch für Metalle?
Antwort: Glanz, elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Duktilität.
Frage: Erklären Sie, warum so viele verschiedene Substanzen die gleichen physikalischen Eigenschaften haben?
Antwort: Metalle haben eine einzige Struktur.
Demonstration von Modellen von Metallkristallgittern.
Erklärung des Lehrers.
Stoffe mit metallischen Bindungen besitzen metallische Kristallgitter
An den Stellen solcher Gitter befinden sich Atome und positive Ionen von Metallen, und Valenzelektronen bewegen sich frei im Kristallvolumen. Die Elektronen ziehen elektrostatisch positive Metallionen an. Dies erklärt die Stabilität des Gitters.
Molekulare Kristallgitter
Der Lehrer demonstriert und benennt die Stoffe: Jod, Schwefel.
Frage: Was haben diese Stoffe gemeinsam?
Antwort: Diese Stoffe sind Nichtmetalle. Einfach in der Zusammensetzung.
Frage: Was ist die chemische Bindung innerhalb von Molekülen?
Antwort: Die chemische Bindung innerhalb von Molekülen ist kovalent unpolar.
Frage: Welche physikalischen Eigenschaften sind für sie charakteristisch?
Antwort: Flüchtig, schmelzbar, schwer wasserlöslich.
Lehrer: Vergleichen wir die Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen. Die Studierenden antworten, dass die Eigenschaften grundsätzlich unterschiedlich sind.
Frage: Warum unterscheiden sich die Eigenschaften von Nichtmetallen stark von denen von Metallen?
Antwort: Metalle haben metallische Bindungen, während Nichtmetalle kovalente, unpolare Bindungen haben.
Lehrer: Daher ist die Art des Gitters unterschiedlich. Molekular.
Frage: Welche Teilchen befinden sich an Gitterpunkten?
Antwort: Moleküle.
Demonstration von Kristallgittern aus Kohlendioxid und Jod.
Erklärung des Lehrers.
Molekulares Kristallgitter
Wie wir sehen, können nicht nur Festkörper ein molekulares Kristallgitter haben. einfach Stoffe: Edelgase, H 2, O 2, N 2, I 2, O 3, weißer Phosphor P 4, aber auch Komplex: festes Wasser, fester Chlorwasserstoff und Schwefelwasserstoff. Die meisten festen organischen Verbindungen haben molekulare Kristallgitter (Naphthalin, Glucose, Zucker).
Die Gitterplätze enthalten unpolare oder polare Moleküle. Obwohl die Atome innerhalb der Moleküle durch starke kovalente Bindungen verbunden sind, wirken zwischen den Molekülen selbst schwache intermolekulare Kräfte.
Abschluss: Die Substanzen sind zerbrechlich, haben eine geringe Härte, einen niedrigen Schmelzpunkt, sind flüchtig und können sublimiert werden.
Frage : Welcher Vorgang heißt Sublimation oder Sublimation?
Antwort : Man nennt den Übergang eines Stoffes von einem festen Aggregatzustand direkt in einen gasförmigen Zustand unter Umgehung des flüssigen Zustands Sublimation oder Sublimation.
Demonstration des Experiments: Sublimation von Benzoesäure (Videoexperiment).
Arbeiten mit einer fertigen Tabelle.
Anhang 1. (Folie 17)
Kristallgitter, Bindungsart und Eigenschaften von Stoffen
| Gittertyp | Arten von Teilchen an Gitterplätzen |
Art der Verbindung zwischen Partikeln | Beispiele für Substanzen | Physikalische Eigenschaften Substanzen |
| Ionisch | Ionen | Ionisch – starke Bindung | Salze, Halogenide (IA, IIA), Oxide und Hydroxide typischer Metalle | Fest, stark, nichtflüchtig, spröde, feuerfest, viele wasserlöslich, Schmelzen leiten elektrischen Strom |
| Nuklear | Atome | 1. Kovalent unpolar – die Bindung ist sehr stark 2. Kovalent polar – die Bindung ist sehr stark |
Einfache Substanzen A: Diamant (C), Graphit (C), Bor (B), Silizium (Si).
Komplexe Substanzen: Aluminiumoxid (Al 2 O 3), Siliziumoxid (IY)-SiO 2 |
Sehr hart, sehr feuerfest, langlebig, nichtflüchtig, unlöslich in Wasser |
| Molekular | Moleküle | Zwischen Molekülen gibt es schwache intermolekulare Anziehungskräfte, aber innerhalb der Moleküle besteht eine starke kovalente Bindung | Feststoffe unter besonderen Bedingungen, die unter normalen Bedingungen Gase oder Flüssigkeiten sind (O 2 , H 2 , Cl 2 , N 2 , Br 2 , H 2 O, CO 2, HCl); Schwefel, weißer Phosphor, Jod; organische Substanz |
Zerbrechlich, flüchtig, schmelzbar, sublimierbar, von geringer Härte |
| Metall | Atomionen | Metall unterschiedlicher Stärke | Metalle und Legierungen | Formbar, glänzend, duktil, thermisch und elektrisch leitfähig |
Frage: Welcher der oben besprochenen Kristallgittertypen kommt in einfachen Substanzen nicht vor?
Antwort: Ionenkristallgitter.
Frage: Welche Kristallgitter sind für einfache Stoffe charakteristisch?
Antwort: Für einfache Stoffe – Metalle – ein Metallkristallgitter; für Nichtmetalle – atomar oder molekular.
Arbeiten mit Periodensystem D. I. Mendelejew.
Frage: Wo befinden sich die Metallelemente im Periodensystem und warum? Nichtmetallische Elemente und warum?
Antwort: Wenn Sie eine Diagonale von Bor nach Astat zeichnen, befinden sich in der unteren linken Ecke dieser Diagonale Metallelemente, weil auf dem letzten Energieniveau enthalten sie ein bis drei Elektronen. Dies sind die Elemente I A, II A, III A (außer Bor) sowie Zinn und Blei, Antimon und alle Elemente sekundärer Untergruppen.
Nichtmetallische Elemente befinden sich in der oberen rechten Ecke dieser Diagonale, weil auf dem letzten Energieniveau enthalten vier bis acht Elektronen. Dies sind die Elemente IY A, Y A, YI A, YII A, YIII A und Bor.
Lehrer: Suchen wir nichtmetallische Elemente, deren einfache Substanzen ein atomares Kristallgitter haben (Antwort: C, B, Si) und molekular ( Antwort: N, S, O , Halogene und Edelgase ).
Lehrer: Formulieren Sie eine Schlussfolgerung, wie Sie die Art des Kristallgitters einer einfachen Substanz in Abhängigkeit von der Position der Elemente im Periodensystem von D. I. bestimmen können.
Antwort: Für Metallelemente, die in I A, II A, IIIA (außer Bor) vorkommen, sowie für Zinn und Blei und alle Elemente sekundärer Untergruppen in einer einfachen Substanz ist der Gittertyp Metall.
Für die nichtmetallischen Elemente IY A und Bor in einer einfachen Substanz ist das Kristallgitter atomar; und die Elemente Y A, YI A, YII A, YIII A in einfachen Substanzen haben ein molekulares Kristallgitter.
Wir arbeiten weiter mit der fertigen Tabelle.
Lehrer: Schauen Sie sich die Tabelle genau an. Welches Muster lässt sich beobachten?
Wir hören den Antworten der Schüler aufmerksam zu und ziehen dann gemeinsam mit der Klasse folgende Schlussfolgerung:
Dabei gilt folgendes Muster: Ist die Struktur von Stoffen bekannt, lassen sich deren Eigenschaften vorhersagen, oder umgekehrt: Sind die Eigenschaften von Stoffen bekannt, lässt sich die Struktur bestimmen. (Folie 18).
Lehrer: Schauen Sie sich die Tabelle genau an. Welche andere Klassifizierung von Stoffen können Sie vorschlagen?
Wenn es den Schülern schwerfällt, erklärt der Lehrer das Stoffe können in Stoffe molekularer und nichtmolekularer Struktur unterteilt werden. (Folie 19).
Stoffe mit molekularer Struktur bestehen aus Molekülen.
Stoffe nichtmolekularer Struktur bestehen aus Atomen und Ionen.
Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung
Lehrer: Heute lernen wir eines der Grundgesetze der Chemie kennen. Dies ist das Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung, das vom französischen Chemiker J.L. Proust entdeckt wurde. Das Gesetz gilt nur für Stoffe mit molekularer Struktur. Derzeit lautet das Gesetz so: „Molekulare chemische Verbindungen haben unabhängig von der Art ihrer Herstellung eine konstante Zusammensetzung und Eigenschaften.“ Für Stoffe mit nichtmolekularer Struktur gilt dieses Gesetz jedoch nicht immer.
Theoretisch und praktische Bedeutung Das Gesetz besagt, dass auf dieser Grundlage die Zusammensetzung von Stoffen durch chemische Formeln ausgedrückt werden kann (bei vielen Stoffen mit nichtmolekularer Struktur zeigt die chemische Formel die Zusammensetzung eines bedingten Moleküls, nicht eines realen).
Abschluss: Die chemische Formel eines Stoffes enthält viele Informationen.(Folie 21)
Zum Beispiel SO 3:
1. Der spezifische Stoff ist Schwefeldioxid oder Schwefeloxid (YI).
2. Art der Substanz – komplex; Klasse - Oxid.
3. Hochwertige Komposition- besteht aus zwei Elementen: Schwefel und Sauerstoff.
4. Quantitative Zusammensetzung – das Molekül besteht aus 1 Schwefelatom und 3 Sauerstoffatomen.
5.Relatives Molekulargewicht - M r (SO 3) = 32 + 3 * 16 = 80.
6. Molmasse - M(SO 3) = 80 g/mol.
7. Viele weitere Informationen.
Festigung und Anwendung des erworbenen Wissens
(Folie 22, 23).
Tic-Tac-Toe-Spiel: Streiche Stoffe durch, die vertikal, horizontal und diagonal das gleiche Kristallgitter haben.
Betrachtung.
Der Lehrer stellt die Frage: „Leute, was habt ihr im Unterricht Neues gelernt?“
Zusammenfassung der Lektion
Lehrer: Leute, fassen wir die wichtigsten Ergebnisse unserer Lektion zusammen – beantworten wir die Fragen.
1. Welche Stoffklassifizierungen haben Sie gelernt?
2. Wie verstehen Sie den Begriff Kristallgitter?
3. Welche Arten von Kristallgittern kennen Sie jetzt?
4. Welche Gesetzmäßigkeiten im Aufbau und in den Eigenschaften von Stoffen haben Sie kennengelernt?
5. In welchem Aggregatzustand haben Stoffe Kristallgitter?
6. Welches Grundgesetz der Chemie haben Sie im Unterricht gelernt?
Hausaufgabe: §22, Notizen.
1. Stellen Sie die Formeln der Stoffe auf: Calciumchlorid, Siliziumoxid (IY), Stickstoff, Schwefelwasserstoff.
Bestimmen Sie die Art des Kristallgitters und versuchen Sie vorherzusagen, wie hoch die Schmelzpunkte dieser Substanzen sein sollten.
2. Kreative Aufgabe -> Fragen für den Absatz erfinden.
Der Lehrer bedankt sich für die Lektion. Gibt den Schülern Noten.
Koordinationsstrukturen. Koordinationsgitter sind solche, in denen jedes (Nicht-)Atom von einer bestimmten Anzahl von Nachbarn umgeben ist, die in gleichen Abständen angeordnet sind und durch die gleiche Art chemischer Bindung (ionisch, kovalent, metallisch) gehalten werden. Zu den Koordinationsgittern zählen die zuvor diskutierten Gitter aus Natriumchlorid und Cäsiumchlorid (siehe Abb. 58), Diamant (siehe Abb. 64) und Metallen (siehe Abb. 65).
Kristallgitter, in deren Knoten sich einzelne Atome befinden, werden als atomar bezeichnet. Die Atome in solchen Gittern sind durch starke kovalente Bindungen miteinander verbunden. Ein Beispiel könnte Diamant sein – eine der Modifikationen von Kohlenstoff. Diamant besteht aus Kohlenstoffatomen, von denen jedes an vier benachbarte Atome gebunden ist. Die Koordinationszahl des Kohlenstoffs im Diamant beträgt 4. Die Struktur des Diamanten ist auf S. 1 dargestellt. 127. Im Diamantgitter gibt es wie im Natriumchloridgitter keine Moleküle. Der gesamte Kristall sollte als riesiges Makromolekül betrachtet werden. Die Zahl der Stoffe mit einem atomaren Kristallgitter in der anorganischen Chemie ist groß. Sie haben einen hohen Schmelzpunkt (Diamant hat einen Wert von über 3500 °C), sind fest und hart und in Flüssigkeiten praktisch unlöslich.
Vereinfachtes Modell des Ionengitters von Natriumchlorid.
Um die Genauigkeit der Formel (11.6) zu beurteilen, ist es von Interesse, AScaC mit der Enthalpieänderung während der Zerstörung des Kristallgitters von Natriumchlorid AB aa zu vergleichen. Der Wert von A/fsaa kann mithilfe des folgenden thermodynamischen Zyklus bestimmt werden
Wie unterscheiden sich die im Kristallgitter von Natriumchlorid und Natriumhydroxid enthaltenen Ionen von den in Lösungen dieser Stoffe enthaltenen Ionen?
Betrachten wir die Struktur typischer anorganischer Substanzen. In Abb. Abbildung 1 zeigt das Kristallgitter von Natriumchlorid. Akzeptiert
Defekte dieser Art werden beispielsweise im Natriumchloridgitter beobachtet – einige Plätze, die Kationen und Anionen entsprechen, bleiben leer. Im Allgemeinen werden Anionen selten in Zwischenräume verdrängt, da sie in der Regel größer als Kationen sind. Für Kationen sind beide Arten von Defekten möglich.
Ein anderer von Mayer (1930) vorgeschlagener Zyklus nutzt die Sublimationsenergien von Seidenmetallhalogeniden, die Dissoziationsenergien ihrer gasförmigen Moleküle und einige andere thermochemische Größen, die bereits im Haber-Born-Zyklus auftraten. Für Na·l ergibt dieser Zyklus AG = 75(5 kJ-mol. Somit kann davon ausgegangen werden, dass die Gitterenergie von Natriumchlorid im Bereich von 760 bis 790 kJ-mol liegen sollte, wobei die Werte berechnet wurden Aus den Gleichungen (1.23) und (1.25) kann der Wert von 762 kJ-mol als wahrscheinlichster Wert der Na·l-Gitterenergie angesehen werden.
Kristallgitter, in deren Knoten sich einzelne Atome befinden, werden als atomar bezeichnet. Die Atome in solchen Gittern sind durch starke kovalente Bindungen miteinander verbunden. Ein Beispiel ist Diamant, eine der Modifikationen von Kohlenstoff. Diamant besteht aus Kohlenstoffatomen, von denen jedes an vier benachbarte Atome gebunden ist. Die Koordinationszahl von Kohlenstoff in Diamant beträgt 4. Die Struktur von Diamant ist in Abb. dargestellt. 84. Im Diamantgitter gibt es wie im Natriumchloridgitter keine Moleküle. Der gesamte Kristall sollte als riesiges Makromolekül betrachtet werden.
Der thermische Effekt charakterisiert dabei die Energie des Natriumchlorid-Kristallgitters.
Die Art und Weise der Bildung von Ionengittern führt dazu, dass sie eine kompakte Struktur haben. Das Kristallgitter von Natriumchlorid entsteht wie durch die gegenseitige Durchdringung kubisch-flächenzentrierter Systeme, von denen eines nur N3+-Kationen und das andere C1-Anionen enthält (Abb. 19).
Im Natriumchlorid-Gitter sind die Koordinationszahlen beider Ionen gleich 6. Daher ist es in einem Natriumchlorid-Kristall unmöglich, einzelne Salzmoleküle zu isolieren. Sie sind nicht da. Der gesamte Kristall sollte als riesiges Makromolekül betrachtet werden, das aus einer gleichen Anzahl von Ka+- und C1-, Na-C1-Ionen besteht, wobei /r eine große Zahl ist (siehe Abb. 3.15). Die Bindungen zwischen den Ionen in einem solchen Kristall sind sehr stark. Daher weisen Stoffe mit Ionengitter eine relativ hohe Härte auf. Sie sind feuerfest und tieffliegend.
Einige Elektrolyte bestehen bereits vor der Auflösung aus Ionen. Beispielsweise besteht das Kristallgitter von Natriumchlorid aus Natrium- und Chloridionen, das Gitter von Kaliumnitrat aus. Kaliumionen und Nitrationen usw. Beim Auflösen solcher Stoffe werden die Ionen solvatisiert und gehen in die flüssige Phase über. In einer Lösung gibt es keine gelösten Moleküle, sondern nur Ionen. Solche Elektrolyte werden starke Elektrolyte genannt.
Wir verwenden die angegebenen Gleichungen, um die Gitterenergie von Natriumchlorid abzuschätzen. Die Bornsche Formel (1.23) ergibt nach dem Ersetzen der Zahlenwerte aller darin enthaltenen Größen die Gitterenergie
Die Solvatationsenergien und Solvatationswärmen von Elektrolyten wurden erstmals von Born und Haber (1919) anhand von Zyklen berechnet, die auf dem thermochemischen Gesetz von Hess basieren. So wird beispielsweise bei der Berechnung der Hydratationswärme von Natriumchlorid 1 Mol festes kristallines Salz gedanklich in ein unendlich großes Volumen Wasser umgewandelt, das die Lösungswärme -AHl, = Qb freisetzt. Dieselbe Lösung von Natriumchlorid kann erhält man, wenn man zunächst das Kristallgitter unter Bildung von Natriumionen und Chlor in der Gasphase zerstört, dafür wird Energie aufgewendet, die der Energie des Natriumchloridgitters entspricht - D(5p = - V. Dann werden diese Ionen in überführt ein unendlich großes Wasservolumen, und die gesamte Hydratationswärme von Natrium- und Chlorionen wird freigesetzt - D/U, +
Die Entropie von Methanol, CH3OH, nimmt beim Auflösen nur geringfügig zu, da ein Mol Methanolmoleküle, die zwischen Wassermolekülen verteilt sind, nicht viel ungeordneter ist als ein Mol reines flüssiges Methanol. Die Auflösung von Ameisensäure, HCOOH, führt zu einem stärkeren Anstieg der Entropie, da ihre Moleküle teilweise in Protonen und Formiat-Ionen, HCOOH, dissoziieren, wodurch aus einem Partikel zwei Partikel entstehen. Beim Auflösen wird das Kristallgitter von Natriumchlorid vollständig zerstört und es entstehen hydratisierte Na- und Cl-Ionen, was zu einer deutlichen Zunahme der Unordnung führt, obwohl einige Wassermoleküle aufgrund der Hydratation der Ionen gebunden werden. Beachten Sie, dass die Entropie der Na·l-Lösung aus den Daten in Anhang 3 durch Summieren der Entropien wässriger Lösungen zweier Ionen ermittelt wurde
Folglich ist die Energie der Coulomb-Wechselwirkung eines Ions mit allen anderen Ionen im Natriumchloridgitter um ein Vielfaches größer als die Energie der Wechselwirkung zweier einfach geladener Ionen, die sich im Abstand r befinden. Somit beträgt der Madelung-Koeffizient a für Na l gleich 1,7475. Mit einer ähnlichen Methode lassen sich diese Werte auch für andere Kristallgitter berechnen. Die Werte der Madelung-Koeffizienten für einige Arten von Kristallstrukturen sind in der Tabelle angegeben. 24.
Neben den Bindungstypen unterscheiden sich Kristalle auch in ihrer Geometrie. Das kubische Gitter von Natriumchlorid ist das einfachste Beispiel. Der C3Cl-Kristall bildet ein sogenanntes kubisch raumzentriertes Gitter. An den Ecken des Würfels, der die Elementarzelle bildet, befinden sich ähnlich geladene Ionen, beispielsweise C1-Ionen, und in der Mitte des Würfels befindet sich das C3+-Ion. Gleichzeitig kann dieses Zentrum als Scheitelpunkt eines anderen Würfels betrachtet werden, an dessen Scheitelpunkten sich Cäsiumionen und in der Mitte das C1-Anion befinden. Bei dieser Variante ist jedes Ion von acht (und nicht sechs, wie im Fall von NaCl) Gegenionen umgeben, d. h. die Koordinationszahl beträgt acht (Abb. 55).
Für Halogenide von Alkali- und Erdalkalimetallen ist die Bildung molekularer Gitter charakteristisch. Grad kovalentes Natriumchlorid-Gitter. Cäsiumchlorid, -bromid und -iodid kristallisieren in einem raumzentrierten Würfelgitter. Die Art des Gitters eines Ionenkristalls wird durch eine Regel bestimmt, die auf einfachen geometrischen Überlegungen basiert: Das Verhältnis der Radien von Kation und Anion von 0,2 entspricht einem Gitter vom Zinksulfid-Typ, wenn dieses Verhältnis im Bereich von 0,22 bis liegt 0,41, möglicherweise
Die Anzahl der nächstgelegenen Nachbarteilchen, die einem bestimmten Teilchen in einem Kristall oder in einem einzelnen Molekül eng benachbart sind, wird Koordinationszahl genannt. Im Natriumchlorid-Gitter betragen die Koordinationszahlen beider Ionen 6. Daher ist es in einem Natriumchlorid-Kristall unmöglich, einzelne ionische Salzmoleküle zu isolieren. Sie sind nicht da. Der gesamte Kristall sollte als riesiges Makromolekül betrachtet werden, das aus einer gleichen Anzahl von Ionen und Cl besteht, zum Beispiel Na, X, wobei n eine große Zahl ist (siehe Abb. 1.21). Die Bindungen zwischen den Ionen in einem solchen Kristall sind sehr stark. Daher weisen Stoffe mit einem Ionengitter eine relativ hohe11 Härte auf. Sie sind feuerfest und tieffliegend.
Wichtig ist, dass es in der Struktur von Speisesalz nicht möglich ist, einzelne NaCl-Moleküle zu skizzieren, da diese nicht existieren. Die Natrium- und Chloratome im Natriumchloridgitter sind nicht paarweise gebunden. Unterdessen liegen bei erhöhter Temperatur NaCl-Moleküle im Natriumchloriddampf vor. In diesem Fall ist der Gleichgewichtsabstand zwischen Natrium und Chlor im Kristall um 15 % größer als in gasförmiges Molekül Na l, d. h. letzteres ist weniger ionisch.
Somit ist es bei allen betrachteten Strukturen unmöglich, einzelne Moleküle im Kristallgitter zu unterscheiden. Solche Kristallgitter, in denen es keine diskreten Moleküle gibt, nennt man Koordinationsgitter. Der Großteil der anorganischen Stoffe (mehr als 95 %) zeichnet sich durch Koordinationsgitter aus. Dazu gehören bedingt ionische, metallische und kovalente Gitter. Bedingt ionische Gitter umfassen das Natriumchloridgitter, metallische Gitter umfassen das Natriumgitter und kovalente Gitter umfassen die Silizium- und Zinksulfidgitter. Diese Aufteilung nach der vorherrschenden Art der chemischen Bindung ist willkürlich. In echten Kristallen existieren verschiedene Arten chemischer Bindungen nebeneinander, und Gitter können als ionisch-kovalent, kovalent-metallisch usw. betrachtet werden. In Abb. Zum Vergleich zeigt Abb. 5 die Elementarzellen des MO. 1Kergelgitter aus Jod (a) und Kohlendioxid (b). Ihre das wichtigste Merkmal Im Gegensatz zu früheren Kristalltypen enthalten die Kristallgitterknoten Moleküle und keine Atome. In diesem Fall sind die Abstände zwischen Atomen in einem Molekül kleiner als die intermolekularen Abstände in einem Kristall, während in Koordinationsgittern alle Abstände gleich sind. Allerdings sind Molekülgitter nicht charakteristisch für feste anorganische Stoffe. In der anorganischen Chemie sind Moleküle eine typische Existenzform einer chemischen Verbindung im wasserstoff- und gasförmigen Zustand.
Daher Esh, = -772,4 kJ/mol. Der große negative Wert der Kristallgitterenergie von Natriumchlorid weist auf die exotherme Natur des Bildungsprozesses und die erhebliche Stabilität von kristallinem Na·l hin. Berechnungen nach dem oben genannten Schema, dem sogenannten Born-Haber-Zyklus, sind in der anorganischen Chemie äußerst wichtig, da sie es ermöglichen, die Bindungsenergie in einer Verbindung und andere wichtige Energieeigenschaften von Festkörpern abzuschätzen.
Daher und = -772.A kJ/mol. Der große negative Wert der Kristallgitterenergie von Natriumchlorid weist auf die exotherme Natur des Bildungsprozesses und die erhebliche Stabilität von kristallinem Na·l hin.
Der thermochemische Zyklus zur Berechnung der Energie und des Kristallgitters von Natriumchlorid besteht aus den folgenden Reaktionen
Siehe Seiten, auf denen der Begriff erwähnt wird Natriumchlorid-Gitter: Allgemeine Chemie (1968) – [
Ionische Verbindungen (z. B. Natriumchlorid NaCl) sind hart und feuerfest, da zwischen ihren Ladungen Ionen („+“ und „-“) liegen mächtige Kräfte elektrostatische Anziehung.
Das negativ geladene Chlor-Ion zieht nicht nur „sein“ Na+-Ion an, sondern auch andere Natrium-Ionen in seiner Umgebung. Dies führt dazu, dass sich in der Nähe eines der Ionen nicht ein Ion mit umgekehrtem Vorzeichen befindet, sondern mehrere (Abb. 1).
Reis. 1.
Ionenbindungspolarisation
Tatsächlich gibt es um jedes Chlorion 6 Natriumionen und um jedes Natriumion 6 Chlorionen.
Diese geordnete Ionenpackung wird als Ionenkristall bezeichnet. Wenn in einem Kristall ein einzelnes Chloratom isoliert ist, kann unter den es umgebenden Natriumatomen nicht mehr dasjenige gefunden werden, mit dem das Chlor reagiert hat. Da die Ionen durch elektrostatische Kräfte voneinander angezogen werden, ändern sie ihren Standort unter dem Einfluss äußerer Kräfte oder einem Temperaturanstieg äußerst ungern. Wenn die Temperatur jedoch sehr hoch ist (ca. 1500 °C), verdampft NaCl und es bilden sich zweiatomige Moleküle. Dies deutet darauf hin, dass kovalente Bindungskräfte nie vollständig ausgeschaltet werden.
Ionenkristalle zeichnen sich durch hohe Schmelztemperaturen, meist eine erhebliche Bandlücke, Ionenleitfähigkeit bei hohen Temperaturen und eine Reihe spezifischer optischer Eigenschaften aus (z. B. Transparenz im nahen IR-Bereich des Spektrums). Sie können sowohl aus einatomigen als auch aus mehratomigen Ionen aufgebaut sein. Ein Beispiel für die erste Art von Ionenkristallen sind Kristalle von Alkali- und Erdalkalimetallhalogeniden; Anionen ordnen sich nach dem Gesetz der dichten Kugelpackung oder dichten Kugelstapelung an, Kationen besetzen die entsprechenden Hohlräume. Die typischsten Strukturen dieser Art sind NaCl, CsCl, CaF2. Ionenkristalle des zweiten Typs bestehen aus einatomigen Kationen derselben Metalle und endlichen oder unendlichen anionischen Fragmenten. Terminale Anionen (saure Reste) – NO3-, SO42-, СО32- usw. Saure Reste können zu endlosen Ketten, Schichten verbunden sein oder ein dreidimensionales Gerüst bilden, in dessen Hohlräumen sich Kationen befinden, wie zum Beispiel in den kristallinen Strukturen von Silikaten. Für Ionenkristalle ist es möglich, die Energie der Kristallstruktur U (siehe Tabelle) zu berechnen, die ungefähr der Sublimationsenthalpie entspricht; Die Ergebnisse stimmen gut mit experimentellen Daten überein. Nach der Born-Meier-Gleichung gilt für einen Kristall, der aus formal einfach geladenen Ionen besteht:
U = -A/R + Be-R/r - C/R6 - D/R8 + E0
(R ist der kürzeste interionische Abstand, A ist die Madelung-Konstante, abhängig von der Geometrie der Struktur, B und r sind Parameter, die die Abstoßung zwischen Teilchen beschreiben, C/R6 und D/R8 charakterisieren den entsprechenden Dipol-Dipol und Dipol-Quadrupol Wechselwirkung von Ionen, E0 ist die Energie der Nullpunktschwingungen, e - Elektronenladung). Wenn das Kation größer wird, nimmt der Beitrag der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zu.
Im Wasser
35,9 g/100 ml (+25 °C)
39,1 g/100 ml (+100 °C)
Oktaedrisch (Cl -)
Natriumchloridkristall
Natriumchlorid oder Natriumchlorid(NaCl) – Natriumsalz der Salzsäure. Im Alltag als Speisesalz bekannt, dessen Hauptbestandteil ist. Natriumchlorid kommt in erheblichen Mengen im Meerwasser vor und verleiht ihm einen salzigen Geschmack [ ] . Es kommt in der Natur in Form des Minerals Halit (Steinsalz) vor. Reines Natriumchlorid liegt in Form farbloser Kristalle vor, mit verschiedenen Verunreinigungen kann seine Farbe jedoch einen blauen, violetten, rosa, gelben oder grauen Farbton annehmen.
Vorkommen in Natur und Produktion
In der Natur kommt Natriumchlorid in Form des Minerals Halit vor, das Steinsalzablagerungen zwischen Sedimentgesteinen, Schichten und Linsen an den Ufern von Salzseen und Flussmündungen, Salzkrusten in Salzwiesen und an den Wänden von Vulkankratern usw. bildet in Solfataren. Im Meerwasser ist eine große Menge Natriumchlorid gelöst. Die Weltmeere enthalten 4 × 10 15 Tonnen NaCl, das heißt, aus jeder Tonne Meerwasser können durchschnittlich 1,3 kg Natriumchlorid gewonnen werden. Durch die Verdunstung von Meerwasserspray sind ständig Spuren von NaCl in der Atmosphäre vorhanden. In Wolken in eineinhalb Kilometern Höhe enthalten 30 % der Tröpfchen mit einer Größe von mehr als 10 Mikrometern NaCl. Es kommt auch in Schneekristallen vor.
Es ist sehr wahrscheinlich, dass der Mensch zum ersten Mal mit Salz in Lagunen in Berührung kam warme Meere oder an Salzseen, wo im Flachwasser Salzwasser unter dem Einfluss hoher Temperatur und Wind intensiv verdunstet und sich Salz im Sediment ansammelt. Im übertragenen Sinn von Pythagoras wurde „Salz von edlen Eltern geboren: der Sonne und dem Meer.“
Halit
In der Natur kommt Natriumchlorid am häufigsten in Form des Minerals Halit vor. Es hat ein flächenzentriertes kubisches Gitter und enthält 39,34 %, 60,66 %. Weitere in den Verunreinigungen enthaltene chemische Elemente sind: , , , , , , , , , , , , , , , . Die Dichte beträgt 2,1–2,2 g/cm³ und die Härte auf der Mohs-Skala beträgt 2. Ein farbloses, transparentes Mineral mit glasigem Glanz. Ein häufiges Mineral salzhaltiger Schichten. Es entsteht bei der Sedimentation in geschlossenen Reservoirs und auch als Destillationsprodukt an den Wänden von Vulkankratern. Bildet Schichten in Sedimentgesteinen von Lagunen- und Meeresfazies, stockartige Körper in Salzstöcken und dergleichen.
Steinsalz
Steinsalz ist ein Sedimentgestein aus der Gruppe der Evaporite, das zu über 90 % aus Halit besteht. Halit wird oft auch Steinsalz genannt. Dieses Sediment Felsen Es kann farblos oder schneeweiß sein, häufiger ist es jedoch durch Verunreinigungen von Ton, Talk (grau), Eisenoxiden und -hydroxiden (gelb, orange, rosa, rot) und Bitumen (braun) gefärbt. Steinsalz enthält Chloride und Sulfate von Natrium, Kalium, Magnesium und Calcium, Bromide, Jodide, Borate, Gips, Verunreinigungen von Karbonat-Ton-Material, Dolomit, Ankerit, Magnesit, Bitumen und so weiter.
Je nach den Bedingungen der Lagerstättenbildung wird Steinsalz in folgende Typen eingeteilt:
- Sole aus modernen Salzbecken
- salzhaltiges Grundwasser
- Mineralsalzvorkommen moderner Salzbecken
- Fossilienvorkommen (am wichtigsten für die Industrie).
Meersalz
Meersalz ist eine Mischung aus Salzen (Chloride, Carbonate, Sulfate usw.), die entsteht, wenn Meerwasser vollständig verdunstet. Der durchschnittliche Salzgehalt im Meerwasser beträgt:
Gereinigtes Kristallmeersalz
Wenn Meerwasser bei Temperaturen von +20 bis +35 °C verdunstet, kristallisieren zunächst die am wenigsten löslichen Salze im Sediment – Calcium- und Magnesiumcarbonate sowie Calciumsulfat. Dann fallen löslichere Natrium- und Magnesiumsulfate, Natrium-, Kalium- und Magnesiumchloride aus und danach Kalium- und Magnesiumsulfate. Der Ablauf der Salzkristallisation und die Zusammensetzung des Niederschlags können je nach Temperatur, Verdampfungsgeschwindigkeit und anderen Bedingungen leicht variieren. In der Industrie wird Meersalz aus Meerwasser hauptsächlich durch konventionelle Eindampfung gewonnen. Es unterscheidet sich vom Steinsalz durch seinen deutlich höheren Gehalt an anderen Salzen chemische Salze, Mineralien und verschiedene Spurenelemente, vor allem Jod, Kalium, Magnesium und Mangan. Dementsprechend unterscheidet es sich geschmacklich von Natriumchlorid – Magnesiumsalze verleihen ihm einen bitter-salzigen Geschmack. Es wird in der Medizin eingesetzt: bei der Behandlung von Hauterkrankungen wie Psoriasis. Als Arzneimittel in Apotheken und regulären Einzelhandelsketten ist Salz aus dem Toten Meer ein weit verbreitetes Produkt. In gereinigter Form wird diese Salzart auch im Lebensmitteleinzelhandel angeboten – als natürliches und jodreiches Speisesalz.
Einlagen
Steinsalzvorkommen kommen in allen geologischen Systemen vor. Die wichtigsten davon konzentrieren sich auf Lagerstätten aus dem Kambrium, Devon, Perm und Tertiär. Steinsalz bildet dickschichtige Ablagerungen und die Kerne von Gewölbestrukturen (Salzstöcke und Salzvorräte), bildet Schichten, Linsen, Nester und Einschlüsse in anderen Gesteinen. Unter den Seevorkommen in Russland sind Eltonskoye, Baskunchak in der Kaspischen Region, Kuchukskoye-See, Kulundinskoye-See, Ebeity und andere Seen in Westsibirien die größten.
Produktion
In der Antike bestand die Technologie der Salzgewinnung darin, dass Salzsole (Lösung) durch von Pferden gezogene Minen gefördert wurde, die „Brunnen“ oder „Fenster“ genannt wurden und ziemlich tief waren – 60–90 m wurde in einen speziellen Tank gegossen - erstellt Von dort floss es durch Löcher in das Unterbecken und wurde über ein Rinnensystem in Holztürme geleitet. Dort wurde es in große Bottiche gegossen, in denen das Salz gekocht wurde.
In Rus kochten die Pomoren Salz an der Küste des Weißen Meeres und nannten es Eisente. Im Jahr 1137 führte der Fürst Swjatoslaw von Nowgorod eine Steuer auf Salzpfannen ein:
Weißes Meersalz, „Morjanka“ genannt, wurde bis Anfang des 20. Jahrhunderts im gesamten Russischen Reich gehandelt, bis es durch billigeres Wolga-Salz ersetzt wurde.
Die moderne Extraktion von Natriumchlorid erfolgt mechanisiert und automatisiert. Salz wird in großen Mengen durch die Verdunstung von Meerwasser (damals Meersalz genannt) oder Sole aus anderen Ressourcen wie Salzquellen und Salzseen sowie durch die Erschließung von Salzbergwerken und den Abbau von Steinsalz gewonnen.
Um Natriumchlorid aus Meerwasser zu extrahieren, sind folgende Bedingungen erforderlich: ein heißes Klima mit niedriger Luftfeuchtigkeit, das Vorhandensein erheblicher Tieflagen, die unter dem Meeresspiegel liegen oder von Gezeiten überflutet werden, eine geringe Wasserdurchlässigkeit des Bodens von Verdunstungsbecken und geringe Niederschläge während des Meereswassers Jahreszeit aktiver Verdunstung und ohne Einfluss von Süßwasser. Flussgewässer und das Vorhandensein einer entwickelten Verkehrsinfrastruktur.
Die weltweite Salzproduktion im Jahr 2009 wird auf 260 Millionen Tonnen geschätzt. Die weltweit größten Produzenten sind China (60,0 Millionen Tonnen), die USA (46,0 Millionen Tonnen), Deutschland (16,5 Millionen Tonnen), Indien (15,8 Millionen Tonnen) und Kanada (14 Millionen Tonnen).
Anwendung
In der Lebensmittelindustrie und beim Kochen
Tisch salz
IN Nahrungsmittelindustrie und zum Kochen verwenden Sie Natriumchlorid, dessen Reinheit mindestens 97 % betragen muss. Es wird als Aromazusatz und zum Einmachen verwendet. Lebensmittel. Dieses Natriumchlorid hat einen Handelsnamen Salz, manchmal werden auch die Bezeichnungen Lebensmittel, Tafel sowie zur Klarstellung des Namens je nach Herkunft - Stein, Meer und je nach Zusammensetzung der Zusatzstoffe - jodiert, fluoridiert usw. verwendet. Ein solches Salz ist ein kristallines Massenprodukt mit salzigem Geschmack, ohne Geschmack, ohne Geruch (außer Jodsalz), in dem keine Fremdverunreinigungen zulässig sind, die nicht mit der Salzgewinnungsmethode zusammenhängen. Speisesalz enthält neben Natriumchlorid eine kleine Menge Salze von Kalzium, Magnesium und Kalium, die ihm Hygroskopizität und Härte verleihen. Je weniger dieser Verunreinigungen das Salz enthält, desto höher ist seine Qualität.
Es gibt Varianten: Extra, Höchste, Erste und Zweite. Massenanteil von Natriumchlorid in Sorten, %:
- extra - nicht weniger als 99,5;
- am höchsten - 98,2;
- zuerst - 97,5;
- der zweite - 97,0.
Der Massenanteil an Feuchtigkeit im Siedesalz der Sorte „Extra“ beträgt 0,1 %, in der Premium-Sorte 0,7 %. Erlaubt sind Kaliumjodid (Kaliumjodid), Kaliumjodat, Kalium- und Natriumfluoride. Der Massenanteil von Jod sollte (40,0 ± 15,0) × 10 −4 %, Fluor (25,0 ± 5,0) × 10 −3 % betragen. Die Farbe der Extra- und Premium-Sorten ist weiß, für die erste und zweite Sorte sind jedoch je nach Herkunft des Salzes graue, gelbliche, rosa und bläuliche Farbtöne zulässig. Speisesalz wird gemahlen und gesiebt hergestellt. Basierend auf der Größe der Körner wird gemahlenes Salz in Zahlen eingeteilt: 0, 1, 2, 3. Je höher die Zahl, desto größer sind die Salzkörner.
Beim Kochen wird Natriumchlorid als essentielles Gewürz verzehrt. Salz hat einen charakteristischen Geschmack, ohne den das Essen einem Menschen langweilig erscheint. Diese Eigenschaft von Salz ist auf die menschliche Physiologie zurückzuführen. Allerdings nehmen Menschen oft mehr Salz zu sich, als für physiologische Prozesse nötig ist.
In öffentlichen Versorgungsbetrieben. Technisches Salz
Im Winter wird Natriumchlorid gemischt mit anderen Salzen, Sand oder Ton – das sogenannte technische Salz – als Frostschutzmittel gegen Eis eingesetzt. Gehwege werden damit bestreut, allerdings wirkt sich dies aufgrund von Korrosionsprozessen negativ auf Lederschuhe und den technischen Zustand von Fahrzeugen aus.
Regeneration von Na-Kationit-Filtern
Na-Kationenaustauscherfilter werden häufig in Wasserenthärtungsanlagen aller Kapazitäten während der Wasseraufbereitung eingesetzt. Die in modernen Wasseraufbereitungsanlagen verwendeten Kationenaustauschermaterialien sind hauptsächlich Glaukonit, Polymer-Ionenaustauscherharze und sulfonierte Kohlenstoffe. Am gebräuchlichsten sind Sulfon-Kationenaustauscherharze.
Die Regeneration von Na-Kationit-Filtern erfolgt mit einer 6-10 %igen Kochsalzlösung; dabei wird das Kationit in die Na-Form umgewandelt und regeneriert. Die Reaktionen verlaufen nach den Gleichungen:
C a R 2 + 2 N a C l → 2 N a R + C a C l 2 (\displaystyle (\mathsf (CaR_(2)+2NaCl\rightarrow 2NaR+CaCl_(2)))) M g R 2 + 2 N a C l → 2 N a R + M g C l 2 (\displaystyle (\mathsf (MgR_(2)+2NaCl\rightarrow 2NaR+MgCl_(2))))Chemische Industrie
Salz dazu Kohle, Kalksteine und Schwefel, bildet „ große Vier» Mineralstoffprodukte, die für wichtig sind Chemieindustrie. Daraus werden Soda, Chlor, Salzsäure, Natriumhydroxid, Natriumsulfat und Natriummetall gewonnen. Darüber hinaus wird Salz auch für die industrielle Herstellung des leicht wasserlöslichen Natriumchlorats verwendet, das ein Unkrautvernichter ist. Die Gesamtreaktionsgleichung für die Elektrolyse einer heißen Natriumchloridlösung lautet:
N a C l + 3 H 2 O → N a C l O 3 + 3 H 2 (\displaystyle (\mathsf (NaCl+3H_(2)O\rightarrow NaClO_(3)+3H_(2))))Herstellung von Chlor und Natriumhydroxid
- An der Kathode wird durch die Reduktion von H+-Ionen, die bei der elektrolytischen Dissoziation von Wasser entstehen, Wasserstoff als Nebenprodukt freigesetzt:
- Da (aufgrund der nahezu vollständigen elektrolytischen Dissoziation von NaCl) Chlor in Lösung in Form von Chloridionen vorliegt, werden diese an der Anode zu freiem Chlor in Form eines Gases oxidiert:
- Gesamtreaktion:
Wie aus der Gleichung für die Gesamtreaktion ersichtlich ist, ist ein weiteres Produkt Natriumhydroxid. Der Stromverbrauch pro 1 Tonne Chlor beträgt ca. 2700 kW × Stunde. Das entstehende Chlor verflüssigt sich bei erhöhtem Druck bereits bei Normaltemperatur zu einer gelben Flüssigkeit.
Befindet sich zwischen Anode und Kathode kein Diaphragma, beginnt im Wasser gelöstes Chlor mit Natriumhydroxid zu reagieren und bildet Natriumchlorid und Natriumhypochlorit NaClO:
2 N a O H + C l 2 → N a C l + N a O C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NaOH+Cl_(2)\rightarrow NaCl+NaOCl+H_(2)O))) N a + + e − → N a (H g) (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)+e^(-)\rightarrow Na_((Hg)))))Das Amalgam wird später zersetzt heißes Wasser unter Bildung von Natriumhydroxid und Wasserstoff, und das Quecksilber wird zurück in den Elektrolyseur gepumpt:
2 N a (H g) + 2 H 2 O → 2 N a O H + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na_((Hg))+2H_(2)O\rightarrow 2NaOH+H_(2))))Die Gesamtreaktion des Prozesses ist die gleiche wie beim Diaphragmaverfahren.
Herstellung von Natriummetall
Metallisches Natrium wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid gewonnen. Dabei treten folgende Prozesse auf:
- An der Kathode wird Natrium freigesetzt:
- An der Anode wird Chlor freigesetzt (als Nebenprodukt):
- Gesamtreaktion:
Das Elektrolysebad besteht aus einem ausgekleideten Stahlgehäuse, einer Graphitanode und einer ringförmigen Eisenkathode. Zwischen Kathode und Anode befindet sich eine Netzmembran. Um den Schmelzpunkt von NaCl (+800 °C) zu senken, wird als Elektrolyt nicht reines Natriumchlorid verwendet, sondern dessen Mischung mit Calciumchlorid CaCl 2 (40:60) mit einem Schmelzpunkt von +580 °C. Metallisches Natrium, das sich im oberen Teil des Kathodenraums sammelt, enthält bis zu 5 % Calciumverunreinigung, letzteres wird jedoch mit der Zeit fast vollständig abgetrennt, da es in flüssigem Natrium bei seinem Schmelzpunkt (+371 K = 98 °C) löslich ist ) beträgt nur 0,01 %. Da NaCl verbraucht wird, wird es ständig dem Bad zugesetzt. Die Stromkosten betragen ca. 15 kW × h pro 1 kg Natrium.
Zubereitung aus Salzsäure und Natriumsulfat
Unter vielen Industrielle Methoden Empfang Salzsäure, also einer wässrigen Lösung von Chlorwasserstoff (HCl), wird eine Austauschreaktion zwischen Natriumchlorid und Schwefelsäure angewendet:
N a C l + H 2 S O 4 → N a H S O 4 + H C l (\displaystyle (\mathsf (NaCl+H_(2)SO_(4)\rightarrow NaHSO_(4)+HCl\uparrow ))) N a C l + N a H S O 4 → N a 2 S O 4 + H C l (\displaystyle (\mathsf (NaCl+NaHSO_(4)\rightarrow Na_(2)SO_(4)+HCl\uparrow )))Die erste Reaktion läuft weitgehend bereits unter Normalbedingungen ab und läuft bei geringer Erwärmung nahezu vollständig ab. Der zweite tritt nur bei hohen Temperaturen auf. Der Prozess wird in speziellen Hochleistungsöfen durchgeführt. Der freigesetzte Chlorwasserstoff wird aus dem Staub entfernt, abgekühlt und von Wasser absorbiert, um Salzsäure zu bilden. Als Nebenprodukt entsteht Natriumsulfat Na 2 SO 4 .
Diese Methode wird auch zur Gewinnung von Chlorwasserstoff im Labor verwendet.
Physikalische und physikalisch-chemische Eigenschaften
Schmelzpunkt +800,8 °C, Siedepunkt +1465 °C.
In Wasser mäßig löslich, die Löslichkeit hängt kaum von der Temperatur ab: Der Löslichkeitskoeffizient von NaCl (in Gramm pro 100 g Wasser) beträgt 35,9 bei +21 °C und 38,1 bei +80 °C. Die Löslichkeit von Natriumchlorid wird in Gegenwart von Chlorwasserstoff, Natriumhydroxid und Salzen – Metallchloriden – deutlich verringert. Löst sich in flüssigem Ammoniak und geht Austauschreaktionen ein. IN reiner Form Natriumchlorid ist nicht hygroskopisch. Salz ist jedoch häufig mit Verunreinigungen (hauptsächlich Ca 2+-, Mg 2+- und SO2−-Ionen) verunreinigt
4) und solches Salz wird in der Luft feucht. NaCl · 2H 2 O kristallines Hydrat kann bei Temperaturen unter +0,15 °C isoliert werden.
Eine Mischung aus zerstoßenem Eis und fein gepulvertem Natriumchlorid ist ein wirksames Kühlmittel. Dazu wird eine Mischung aus 30 g NaCl pro 100 g Eis auf eine Temperatur von −20 °C abgekühlt. Dies geschieht, weil die wässrige Salzlösung bei Temperaturen unter 0 °C gefriert. Eis, das eine Temperatur von etwa 0 °C hat, schmilzt in einer solchen Lösung und nimmt dabei Wärme aus der Umgebung auf.
Dielektrizitätskonstante von NaCl - 6,3
Dichte und Konzentration wässriger NaCl-Lösungen
| Konzentration, % | Konzentration, g/l | Dichte, g/ml |
|---|---|---|
| 1 | 10,05 | 1,005 |
| 2 | 20,25 | 1,012 |
| 4 | 41,07 | 1,027 |
| 6 | 62,47 | 1,041 |
| 8 | 84,47 | 1,056 |
| 10 | 107,1 | 1,071 |
| 12 | 130,2 | 1,086 |
| 14 | 154,1 | 1,101 |
| 16 | 178,5 | 1,116 |
| 18 | 203,7 | 1,132 |
| 20 | 229,5 | 1,148 |
| 22 | 256 | 1,164 |
| 24 | 283,2 | 1,18 |
| 26 | 311,2 | 1,197 |
Laborvorbereitung und chemische Eigenschaften
Bei Einwirkung von Schwefelsäure wird Chlorwasserstoff freigesetzt.
2 N a C l + H 2 S O 4 → N a 2 S O 4 + 2 H C l (\displaystyle (\mathsf (2NaCl+H_(2)SO_(4)\rightarrow Na_(2)SO_(4)+2HCl) ))Mit einer Silbernitratlösung bildet sich ein weißer Niederschlag aus Silberchlorid (qualitative Reaktion zum Chloridion).
N a C l + A g N O 3 → N a N O 3 + A g C l (\displaystyle (\mathsf (NaCl+AgNO_(3)\rightarrow NaNO_(3)+AgCl)))In einem Kristallgitter überwiegen ionische chemische Bindungen zwischen Atomen, was eine Folge der elektrostatischen Wechselwirkung von Ionen entgegengesetzter Ladung ist.
siehe auch
- Speisesalz – Gewürz und Lebensmittelzusatzstoff
- Halit – Mineral
Anmerkungen
- Natriumchlorid auf der englischen Website. Nationales Institut für Standards und Technologie) (Englisch)
- Nekrasov B.V. Grundlagen der allgemeinen Chemie. T. 2. Ed. 3., rev. und zusätzlich, M.: Khimiya, 1973. - 688 S.; 270 Tabletten; 426 Bilder; Literaturliste, Links. S. 218
- Pythagoras. Goldener Kanon. Esoterische Figuren. - M.: Eksmo Publishing House, 2003. - 448 S. (Anthologie der Weisheit).
- Kleine Berg-Enzyklopädie. In 3 Bänden = Kleine Enzyklopädie / (Auf Ukrainisch). Ed. V. S. Beletsky. - Donezk: Donbass, 2004. - ISBN 966-7804-14-3.
- UNIAN: Meersalz für Schönheit und Gesundheit der Haut
- Russische Gesetzgebung X-XX Jahrhunderte. Gesetzgebung des alten Russland. T. 1. M., 1984. S. 224-225.
- Aus dem pommerschen Wort „sprechen“ übersetzt, bedeutet das Wort „chren“ (tsren) eine aus Eisenblech geschmiedete viereckige Kiste, und „salga“ bedeutet ein Kessel, in dem Salz gekocht wurde. In den Salinen am Weißen Meer war ein Bauch ein Salzbeutel mit einer Länge von zwei Vierteln, also einem Volumen von etwa 52 Litern.
- Salz (PDF), US Geological Survey auf der Website des Mineral Resources Program
Die meisten Feststoffe haben kristallin Struktur, die charakterisiert ist streng definierte Anordnung der Teilchen. Verbindet man die Teilchen mit herkömmlichen Linien, erhält man ein räumliches Gerüst namens Kristallgitter. Die Punkte, an denen sich Kristallteilchen befinden, werden Gitterknoten genannt. Die Knoten eines imaginären Gitters können Atome, Ionen oder Moleküle enthalten.
Abhängig von der Art der an den Knoten befindlichen Partikel und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden vier Arten von Kristallgittern unterschieden: ionische, metallische, atomare und molekulare.
Ionisch werden Gitter genannt, in deren Knoten sich Ionen befinden.
Sie werden von Stoffen mit ionischen Bindungen gebildet. An den Knoten eines solchen Gitters befinden sich positive und negative Ionen, die durch elektrostatische Wechselwirkung miteinander verbunden sind.
Ionenkristallgitter enthalten Salze, Alkalien, aktive Metalloxide. Ionen können einfach oder komplex sein. Beispielsweise befinden sich auf den Gitterplätzen von Natriumchlorid einfache Natriumionen Na und Chlor Cl − , und auf den Gitterplätzen von Kaliumsulfat wechseln sich einfache Kaliumionen K und komplexe Sulfationen S O 4 2 − ab.
Die Bindungen zwischen den Ionen in solchen Kristallen sind stark. Daher sind ionische Stoffe fest, feuerfest und nichtflüchtig. Solche Substanzen sind gut in Wasser auflösen.
Kristallzelle Natriumchlorid
Natriumchloridkristall
Metall sogenannte Gitter, die aus positiven Ionen und Metallatomen sowie freien Elektronen bestehen.
Sie werden von Stoffen mit metallischen Bindungen gebildet. An den Knoten eines Metallgitters befinden sich Atome und Ionen (entweder Atome oder Ionen, in die sich Atome leicht verwandeln und ihre äußeren Elektronen zur gemeinsamen Verwendung abgeben).
Solche Kristallgitter sind charakteristisch für einfache Stoffe aus Metallen und Legierungen.
Die Schmelzpunkte von Metallen können unterschiedlich sein (von (–37) °C für Quecksilber bis zu zwei- bis dreitausend Grad). Aber alle Metalle haben eine Eigenschaft metallischer Glanz, Formbarkeit, Duktilität, Strom gut leiten und Wärme.
Metallkristallgitter
Hardware
Als Kristallgitter werden Atomgitter bezeichnet, an deren Knotenpunkten einzelne Atome durch kovalente Bindungen verbunden sind.
Diamant hat diesen Gittertyp – eine der allotropen Modifikationen von Kohlenstoff. Zu den Stoffen mit einem atomaren Kristallgitter gehören Graphit, Silizium, Bor und Germanium sowie komplexe Stoffe, zum Beispiel Carborundum SiC und Kieselsäure, Quarz, Bergkristall, Sand, zu denen Siliziumoxid (\(IV\)) Si O 2 gehört.
Solche Stoffe werden charakterisiert hohe Festigkeit und Härte. Somit ist Diamant der härteste Naturstoff. Stoffe mit einem atomaren Kristallgitter haben sehr hohe Schmelzpunkte und kochend. Beispielsweise liegt der Schmelzpunkt von Kieselsäure bei \(1728\) °C, während er bei Graphit höher liegt - \(4000\) °C. Atomkristalle sind praktisch unlöslich.
Diamantkristallgitter
Diamant
Molekular werden Gitter genannt, an deren Knoten sich Moleküle befinden, die durch schwache intermolekulare Wechselwirkungen verbunden sind.
Obwohl die Atome innerhalb der Moleküle durch sehr starke kovalente Bindungen verbunden sind, wirken zwischen den Molekülen selbst schwache intermolekulare Anziehungskräfte. Daher haben Molekülkristalle geringe Festigkeit und Härte, niedrige Temperaturen schmelzen und kochend. Viele molekulare Substanzen Bei Raumtemperatur sind sie Flüssigkeiten und Gase. Solche Stoffe sind flüchtig. Beispielsweise verdampfen kristallines Jod und festes Kohlenmonoxid (\(IV\)) („Trockeneis“), ohne in einen flüssigen Zustand überzugehen. Einige molekulare Substanzen haben Geruch .
Dieser Gittertyp enthält einfache Substanzen in einem festen Aggregatzustand: Edelgase mit einatomigen Molekülen (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). ) sowie Nichtmetalle mit zwei- und mehratomige Moleküle (H 2, O 2, N 2, Cl 2, I 2, O 3, P 4, S 8).
Sie haben ein molekulares Kristallgitter auch Stoffe mit kovalenten polaren Bindungen: Wasser - Eis, festes Ammoniak, Säuren, Nichtmetalloxide. Mehrheitlich organische Verbindungen sind auch molekulare Kristalle (Naphthalin, Zucker, Glucose).
