Daniel Forgiel LOG III C

Właściwości i zastosowanie soli

Sole są to krystaliczne związki chemiczne o wzorze ogólnym Me_xR_y, pochodne kwasów, zawierające w wodnych roztworach kationy metali (Me). Cząsteczki soli tworzą te właśnie kationy, połączone resztami kwasowymi (R). Wyjątkiem są sole amonowe, w których kationy metalu zastąpione są grupą NH₄. Sole powstają głównie w wyniku reakcji kwasów z zasadami, metalami lub tlenkami metali. Ich rozpuszczalność w wodzie może być zarówno bardzo dobra, jak i bardzo słaba. Wodne roztwory soli oraz stopione sole są dobrymi elektrolitami.

Sole dzielimy na dwie główne grupy: tlenowe (nazwa z końcówką -an) oraz beztlenowe (nazwy z końcówką -ek).

Sole charakteryzują się podobnymi właściwościami fizycznymi. Są zazwyczaj krystalicznymi ciałami stałymi, o barwie białej, choć wiele soli ma również inne barwy, np. niebieską (CuSO₄5H₂O), żółtą (PbI₂), czerwoną (HgI₂) lub czarną (CuS).

Pod względem właściwości chemicznych sole są bardziej zróżnicowane. Odczyn ich wodnego roztworu może być obojętny, jeśli nie zawierają one w cząsteczkach atomów wodoru pochodzących od kwasu ani grup wodorotlenowych. W wielu przypadkach sole ulegają jednak hydrolizie, w wyniku której odczyn ich wodnych roztworów może być zarówno kwaśny, jak i zasadowy. Reakcje soli są reakcjami jonowymi - zdysocjowane sole występują w roztworach w postaci jonów.

Zależnie od przebiegających reakcji i ich produktów, można wyróżnić cztery rodzaje dysocjacji:

1. Dysocjacja na kationy metali i aniony reszt kwasowych, w których kation ma ładunek dodatni równy wartościowości metalu w danym związku a anion odpowiedni ładunek ujemny.

Przykłady:

a) Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3-

b) K₂CO₃ → 2K⁺ + CO₃^2-

c) Al₂S → 2Al⁺ + S^2-

d) Fe(NO₃)₂ → Fe²⁺ + 2NO_3-

e) CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2-

2. Reakcja soli z kwasami, w wyniku której powstaje inna sól i inny kwas. Przykłady:

a) H₂SiO₃ + 2NaCl → Na₂SiO₃ + 2HCl

b) 2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl

3. Reakcja soli z zasadami, w wyniku której powstaje inna zasada i inna sól. Przykłady:

a) FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃ + 3NaCl

b) 2NaCl + Cu(OH)₂ → 2NaOH + CuCl₂

4. Reakcja dwóch soli, w wyniku której powstają dwie inne sole. Przykłady:

a) AgNO₃ + NaCl → NaNO₃ + AgCl

Rozpuszczalność soli w wodzie jest bardzo zróżnicowana. Niektóre rozpuszczają się tak dobrze, że ich rozpuszczalność wynosi kilkadziesiąt gramów na 100 g wody, np. azotan sodu i potasu. Są też sole praktycznie nierozpuszczalne w wodzie np. chlorek srebra AgCl i węglan wapnia CaCO₃.

Niektóre sole ulegają rozkładowi pod wpływem światła np. chlorek srebra AgCl. Jest białym ciałem stałym, tzw. substancją światłoczułą. Właściwości te wykorzystuje się procesach fotograficznych. W aparacie fotograficznym znajduje się starannie chroniona przed światłem błona, zawierająca światłoczułą substancję i ulegająca rozkładowi pod wpływem światła.

Sole ulegają rozkładowi termicznemu, ale pod wpływem bardzo wysokiej temperatury, rzędu kilkuset stopni. Tak przeprowadza się np. rozkład węglanu wapnia, wykorzystywany w przemyśle do produkcji wapna palonego CaO, z którego otrzymuje się wapno gaszone Ca(OH)₂ – składnik zaprawy murarskiej.

H₂O + SO₃ --> H₂SO₄

1 cząsteczka wody reaguje z 1 cząsteczką tlenku siarki (VI), dając 1 cząsteczkę kwasu siarkowego (VI)

H₂O + SO₃ --> H₂SO₄

W przemyśle kwas siarkowy otrzymuje się metodą kontaktową.
Metoda ta składa się z trzech etapów:
spalanie siarki do tlenku siarki (IV) - S + O₂ --> SO₂
utlenianie tlenku siarki (IV) do tlenku siarki (VI) - 2SO₂ + O₂ --> 2SO₃
absorpcja SO₃ w oleum i stężonym kwasie siarkowym.

Właściwości

Reaguje z:
metalami np.: 2 Na + H₂SO₄ --> Na₂SO₄ + H₂ (wodór wydziela się z roztworu w postaci gazowej)
tlenkami metali, np.: Na₂O + H₂SO₄ --> Na₂SO₄ + H₂O
zasadami, np.: 2 NaOH + H₂SO₄ --> Na₂SO₄ + 2 H₂O
dając odpowiednie sole, nazywane siarczanami (VI) danego metalu.
Kwas siarkowy jest bezbarwną, żrącą, oleistą cieczą
Jego gęstość jest dwa razy wieksza od gęstości wody.
Z wodą miesza się we wszystkich stosunkach. Podczas mieszania z wodą wydziela się duża ilość ciepła.
Stężony kwas jest substancją wywołującą korozję.
Stężony kwas siarkowy jest silnie higroskopijny, dlatego jest stosowany jako środek suszący i odciągający wodę.
Powoduje zwęglanie substancji organicznych zawierających tlen i wodór.
Stężony kwas siarkowy działa utleniająco, zwłaszcza w podwyższonej temperaturze.
Rozpuszcza metale półszlachetne np. Cu, Ag, z wydzieleniem dwutlenku siarki.

Zastosowanie

Kwas siarkowy(VI) ma zastosowanie w produkcji: leków, środków piorących, papieru, materiałów wybuchowych, nawozów sztucznych, barwników, włókien sztucznych, otrzymywania innych kwasów, akumulatorów.
Używany jest do oczyszczania olejów, nafty, parafiny i do osuszania gazów.

Kwas fosforowy (V)

Otrzymywanie

W reakcji tlenku fosforu(V) i wody (fosfor występuje w cząsteczkach czteroatomowych, a rzeczywisty skład tlenku fosforu odpowiada wzorowi P₄O₁₀):
P₄O₁₀ + 6 H₂O -> 4 H₃PO₄
Na skalę przemysłową otrzymuje się go w wyniku działania kwasu siarkowego na fosforan (V)wapnia:
Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ -> 3 Ca SO₄ + 2 H₃PO₄
(Siarczan wapnia nie rozpuszcza się w wodzie, dlatego oddziela się go od kwasu przez filtrację).

Właściwości i zastosowanie

Kwas fosforowy (V) jest białym, krystalicznym ciałem stałym.
Dobrze rozpuszcza się w wodzie z wydzieleniem ciepła.
W temperaturze pokojowej jest substancją trwałą. Nie ma właściwości utleniających.
Jest kwasem trój protonowym (dysocjuje trójstopniowo) o średniej mocy.
Kwas fosforowy jest stosowany do produkcji nawozów sztucznych (np. superfosfatu podwójnego), wielu środków farmaceutycznych, detergentów. Znalazł zastosowanie w przemyśle spożywczym (np. przy produkcji proszków do pieczenia). Wykorzystuje się go do wytwarzania fosforanowych powłok ochronnych na metalach, do oczyszczania soków w cukrownictwie, jako płyn do lutowania, w stomatologii, do wyrobu kitów porcelanowych i w laboratoriach analitycznych.
Kwas fosforowy jest częścią kwasów nukleinowych DNA i RNA, które biorą udział w procesie dziedziczenia i funkcjonowania komórek.

Kwas azotowy, HNO₃ – nieorganiczny związek chemiczny, jeden z najsilniejszych kwasów tlenowych.

Właściwości:

Czysty kwas azotowy jest bezbarwną cieczą. Podczas dłuższego przechowywania ulega częściowemu rozkładowi i zabarwia się na żółto lub brązowo; rozkład ten przyspiesza podwyższona temperatura i światło^[6]. Na powietrzu dymi, można zaobserwować wydzielanie brunatnego tlenku azotu(IV)^[1]:

4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

Stężony roztwór kwasu azotowego ma silne działanie korodujące, jest on bardzo aktywny chemicznie, a reakcje mogą być gwałtowne, nawet wybuchowe. Może spowodować zapłon materiałów palnych. Rozcieńczanie stężonego kwasu azotowego jest procesem egzoenergetycznym^[6].

Gęstość stężonego 65% kwasu azotowego wynosi 1,40 g/cm³, temperatura wrzenia ok. 120 °C, a temperatura topnienia ok. -32 °C. Jest mocnym kwasem – ulega całkowitej dysocjacji po dodaniu minimalnej ilości wody. Kwas azotowy i jego sole są bardzo silnymi utleniaczami – dlatego gwałtownie reaguje nawet z metalami nie wypierającymi wodoru (np. miedź lub srebro). Utlenia także pewne niemetale:

S + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO

3C + 4HNO₃ → 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

P₄ + 20HNO₃ → 4H₃PO₄ + 20NO₂ + 4H₂O

Metale takie, jak np. glin, chrom i żelazo w zetknięciu ze stężonym kwasem azotowym ulegają pasywacji.
Przebieg reakcji miedzi z kwasem azotowym przedstawiają równania :

Cu + 4HNO_3(stężony) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO_{3(rozcieńczony)} → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Powstający w reakcji ze stężonym kwasem tlenek azotu(IV) jest silnie trującym gazem, o bardzo intensywnym, nieprzyjemnym zapachu i brunatnym zabarwieniu.

W mieszaninie z kwasem solnym (w stosunku 1:3) tworzy wodę królewską, roztwarzającą większość metali, także szlachetnych.

Zastosowanie:

W handlu najczęściej spotyka się 65% roztwór kwasu azotowego (azeotrop).

Z kwasu azotowego otrzymuje się ważne, łatwo rozpuszczalne sole azotany, estry (np. nitrogliceryna), a także związki nitrowe (np. trinitrotoluen). Wszystkie te związki są utleniaczami i mają tendencję do gwałtownego, mniej lub bardziej wybuchowego rozkładu.

W chemii analitycznej do wykrywania białek w reakcji ksantoproteinowej.

W przemyśle farmaceutycznym.

Do oczyszczania powierzchni metali, np. mycie urządzeń przemysłu spożywczego w procesie CIP.

W warunkach amatorskich nadaje się do wytrawiania obwodów drukowanych (nie pozostawia uciążliwych zanieczyszczeń, jakie powstają przy wytrawianiu chlorkiem żelazowym, poza tym trawienie kwasem azotowym jest dużo szybsze).

Do otrzymywania barwników, lakierów, nawozów sztucznych, tworzyw sztucznych.

Jako utleniacz paliw, również hipergolowych. Zwykle w postaci czerwonego dymiącego kwasu azotowego (otrzymanego po dodaniu 13-15% czterotlenku azotu do białego dymiącego kwasu azotowego) z dodatkiem, np. 0,6% fluorowodoru, w celu zmniejszenia działania korozyjnego; używany m.in. w rakietach radzieckich systemów przeciwlotniczych S-75 i S-200.

Kwas nadchlorowy, HClO₄ – nieorganiczny związek chemiczny, jeden z najsilniejszych kwasów tlenowych (ponadto jest najtrwalszym kwasem tlenowym chloru)

Właściwości:

Kwas nadchlorowy to oleista, bezbarwna i bezwonna ciecz, której gęstość w warunkach normalnych wynosi 1,76 g/cm³. Miesza się on z wodą bez ograniczeń tworząc z nią azeotrop o temperaturze topnienia -18 °C i temperaturze wrzenia 200 °C (zawartość HClO₄ w azeotropie to ok. 72,5%). Czysty kwas topi się w -112 °C i rozkłada się w 150 °C przed osiągnięciem temperatury wrzenia. Łatwo ulega wybuchowemu rozkładowi już w niższych temperaturach w obecności śladów substancji organicznych i większości metali. Stężony kwas nadchlorowy jest silnie higroskopijny.

Kwas nadchlorowy jest silnym utleniaczem. Należy on do najsilniejszych znanych kwasów (jest zaliczany do tzw. superkwasów) i jako taki jest substancją silnie żrącą. Jego pK_a szacuje się jako -7.

Sole kwasu nadchlorowego to nadchlorany. Z wyjątkiem nadchloranów potasu, rubidu, cezu i amonu są one bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Zastosowanie:

Niewielką rozpuszczalność nadchloranu potasu wykorzystuje się w chemii analitycznej, wytrącając potas kwasem nadchlorowym w postaci trudno rozpuszczalnego związku. Ponadto kwas nadchlorowy jest używany w analizie chemicznej do usuwania materiałów pochodzenia organicznego np. z próbek przeznaczonych do analizy zawartości metali ciężkich.

Spośród soli tego kwasu największe zastosowanie mają nadchloran amonu i nadchloran magnezu. Bezwodnik kwasowy kwasu nadchlorowego to tlenek chloru(VII), Cl₂O₇.

Handlowo dostępny kwas nadchlorowy ma stężenie 60–70%.