Kwasy

Kwasy - ogólnie - to związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kation wodoru i anion reszty kwasowej. To związki chemiczne których cząsteczki zbudowane są z atomów wodoru i reszty kwasowej.

Kwas klasyczny [edytuj]

Kwas wg klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych H₃O ⁺ (zmniejsza pH roztworu). Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych OH ⁻ . Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych.

Kwas Brønsteda-Lowry'ego [edytuj]

Według teorii kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, kwas to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest donorem, (czyli inaczej dostarczycielem) jonu wodorowego H⁺.

Z drugiej strony zasada to każdy związek, który może być akceptorem, (czyli inaczej przyjmującym) jon wodorowy. W reakcji kwasu i zasady Brønsteda-Lowry'ego powstaje nowy kwas i nowa zasada. Np. w reakcji:

Związek HA jest kwasem a związek B zasadą. Jon A ⁻ jest nową zasadą, a HB ⁺ nowym kwasem.

Przykład reakcji:

Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady - związki takie nazywa się związkami amfoterycznymi.

W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.

Kwas Lewisa [edytuj]

Inną, bardziej ogólną definicję kwasu podał Gilbert Newton Lewis: Kwas to związek, który jest akceptorem (przyjmującym) w warunkach danej reakcji parę elektronową, (więc zasada jest donorem pary elektronowej).

Definicja nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które wg teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

Definicja Lewisa obejmuje jednak związki chemiczne, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu(III) AlCl₃).

Tradycyjnie takie związki są nazywane kwasami Lewisa.

W przypadku zasad, definicje Lewisa i Brønsteda-Lowry'ego praktycznie się pokrywają - tzn. nie istnieją takie związki, które by były zasadami wg definicji Lewisa a nie były nimi wg definicji Brønsteda-Lowry'ego.

Jeszcze bardziej ogólnym od kwasów i zasad Lewisa podziałem związków chemicznych pod kątem nadmiaru lub deficytu elektronów są pojęcia elektrofila i nukleofila.

Dysocjacja kwasów [edytuj]

W roztworach wodnych kwasy dysocjują na kation hydroniowy H₃O⁺ (hydratowany kation wodorowy H⁺) i anion reszty kwasowej, np.

HNO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + NO₃^- (anion azotanowy(V))

Kwasy wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo:

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H₂PO₄^- + H₃O⁺

cząsteczka kwasu ortofosforowego(V) rozpada się na anion diwodoroortofosforanowy(V) i kation wodoru

H₂PO₄^- + H₂O ⇌ HPO₄^2- + H₃O⁺

anion diwodoroortofosforanowy(V) rozpada się na dwuujemny anion wodoroortofosforanowy(V) i kation wodoru

HPO₄^2- + H₂O ⇌ PO₄^3- + H₃O⁺

anion wodoroortofosforanowy(V) rozpada się na trójujemny anion ortofosforanowy(V) i kation wodoru

Ważniejsze kwasy [edytuj]

Do najbardziej znanych tlenowych kwasów nieorganicznych (wg definicji Arrheniusa) zaliczyć można:

• kwas azotowy(V)

• kwas azotowy(III)

• kwas siarkowy(VI)

• kwas siarkowy(IV)

• kwas ortofosforowy(V)

• kwas węglowy

• kwas chlorowy(V)

• kwas borowy

Najważniejsze beztlenowe kwasy nieorganiczne:

• kwas chlorowodorowy

• kwas cyjanowodorowy

• kwas siarkowodorowy

• kwas fluorowodorowy

• kwas bromowodorowy

• kwas jodowodorowy

Kwasy nieorganiczne mocne:

• kwas azotowy(V)

• kwas chlorowy(VII)

• kwas chlorowy(V)

• kwas siarkowy(VI)

• kwas chlorowodorowy

• kwas bromowodorowy

• kwas jodowodorowy

Inne kwasy:

• kwas tiosiarkowy - H₂S₂O₃

• kwas nadsiarkowy - H₂S₂O₈

• kwas manganowy(VII) - HMnO₄

• kwas dichromowy(VI) - H₂Cr₂O₇

• kwas chromowy(VI) - H₂CrO₄

Kwasy utleniające

• kwas azotowy(V)(stężony i rozcieńczony)

• kwas chlorowy(VII)(stężony i rozcieńczony)

• kwas siarkowy(VI)(stężony)

Zasady

Zasady - jedna z podstawowych obok kwasów i soli grup związków chemicznych. Wodne roztwory silnych zasad nieorganicznych są nazywane ługami (np. ług sodowy). Istnieją trzy różne definicje tej grupy związków:

Zasada Arrheniusa [edytuj]

Według klasycznej, jonowej teorii Arrheniusa, zasada to związek chemiczny, który po wprowadzeniu do roztworu wodnego, na skutek dysocjacji z wydzieleniem anionów wodorotlenowych, zwiększa stężenie jonów OH ⁻ i zmniejsza stężenie jonów oksoniowych H₃O ⁺ (zwiększa pH roztworu).

Zasada Brønsteda-Lowry'ego [edytuj]

Zasada wg definicji Brønsteda-Lowry'ego to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kationu wodorowego (H⁺) czyli protonu.

Z drugiej strony kwas to każdy związek, który może być donorem, czyli inaczej dostarczycielem protonu (kationu wodorowego).

Np. w reakcji:

HA + B → A^- + HB⁺

związek HA jest kwasem, a związek B - zasadą.

Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady - związki takie nazywa się związkami amfoterycznymi.

Zasada Lewisa [edytuj]

Inną, bardziej ogólną definicję zasady podał Lewis: Zasada to związek, który jest donorem (dostarczycielem) w warunkach danej reakcji pary elektronowej (więc kwas jest akceptorem pary elektronowej).

W przypadku zasad definicja ta jest praktycznie jednoznaczna z definicją klasyczną, gdyż przyjęcie jonu wodorowego wiąże się z utworzeniem wiązania z atomem wodoru, przy czym oba elektrony tworzące to wiązanie muszą być dostarczone przez zasadę. Każda zasada będąca nią wg definicji klasycznej musi być więc też zasadą wg definicji Lewisa i vice versa.

Nie jest tak jednak w przypadku kwasów, gdyż definicja Lewisa obejmuje też związki, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu(III) AlCl₃).

Jeszcze bardziej ogólnym od kwasów i zasad Lewisa podziałem związków chemicznych pod kątem nadmiaru lub deficytu elektronów są pojęcia: elektrofil i nukleofil.

Sole

Ten artykuł dotyczy grupy związków chemicznych. Zobacz też: inne znaczenia tego słowa.

Sól NaCl wykrystilizowana w zlewce.

Sole - związki chemiczne powstałe w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasach atomów wodoru innymi atomami bądź grupami o własnościach elektrofilowych, takimi jak metale, NH₄⁺, RO^- (gdzie R - dowolna grupa, np. organiczna) itp. Sole znalazły liczne zastosowania, przede wszystkim jako nawozy sztuczne, a ponadto w budownictwie, komunikacji, w przemyśle spożywczym i wielu innych.

Ogólnym wzorem na zapis soli jest wzór:

M_a^ARK_b^B

gdzie: a,b - odpowiednie indeksy

A - wartościowość metalu

B - wartościowość reszty kwasowej

np. siarczan(VI) glinu

Al^III SO₄^II Przechodzimy do metody na krzyż i uzyskujemy wzór: Al₂(SO₄)₃

Systematyka soli [edytuj]

Roztwory wodne soli mocnych kwasów i mocnych zasad mają zwykle różny odczyn. Sole mocnych kwasów i słabych zasad mają odczyn kwaśny, zaś sole mocnych zasad i słabych kwasów odczyn zasadowy. Sole słabych kwasów i słabych zasad mogą dawać odczyn zasadowy lub kwaśny, zależnie od stężenia.

Oprócz tego wyróżnia się:

• Sole nienasycone, które dzieli się na:

• hydroksosole - zawierające wolne grupy hydroksylowe pochodzące z wyjściowej zasady, zwane niepoprawnie "zasadowymi"

• wodorosole - zawierające tzw. "kwaśne" atomy wodoru pochodzące z wyjściowego kwasu, które są zwane czasami niepoprawnie "kwaśnymi"

• sole nasycone - w których nie występują ani grupy hydroksylowe, ani "kwaśne" atomy wodoru.

• hydraty - posiadające wbudowane cząsteczki wody w sieć krystaliczną.

Tzw. sole "zasadowe" i "kwaśne" - bardzo często mają odwrotny odczyn niżby się tego można było spodziewać na podstawie ich niepoprawnej nazwy, podobnie jak to jest z solami mocnych kwasów i słabych zasad.

Nazewnictwo soli nieorganicznych [edytuj]

Zobacz więcej w osobnym artykule Nomenklatura chemiczna, w sekcji sole.

Metody otrzymywania soli [edytuj]

1. metal + kwas → sól + wodór (nie dotyczy metali szlachetnych i półszlachetnych)

2. tlenek lub wodorotlenek metalu + kwas → sól + woda

3. zasada + kwas → sól + woda (zwana reakcją zobojętniania)

4. tlenek metalu + tlenek niemetalu → sól (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych)

5. wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu → sól + woda (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych)

6. metal + niemetal → sól (dotyczy tylko soli kwasów beztlenowych)

7. kwas 1 + sól 1 → sól 2 + kwas 2

8. sól → sól + sól (dysproporcjonowanie)

9. sól 1 (rozp. w wodzie) + sól 2 (rozp. w wodzie) → sól 3 (nierozpuszczalna w wodzie) + sól 4 (rozpuszczalna w wodzie)

10. sól 1 → metal 2 + sól 2

11. zasada 1 + sól 1 → zasada 2 + sól 2

12. sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4

np. siarczek miedzi(II) CuS

1. Cu + H₂S → CuS + H₂

2. Cu(OH)₂ + H₂S → CuS + 2H₂O

3. Cu + S → CuS

4. H₂S + CuCl₂ → CuS↓ + 2HCl

5. Na₂S + CuCl₂ → CuS↓ + 2NaCl

lub fosforan(V) magnezu Mg₃(PO₄)₂

1. 3Mg + 2H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂

2. 3MgO + 2H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂O

3. 3Mg(OH)₂ + 2H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O

4. 6MgO + P₄O₁₀ → 2Mg₃(PO₄)₂

5. 6Mg(OH)₂ + P₄O₁₀ → 2Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O

6. 2H₃PO₄ + 3MgCl₂ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 6HCl

7. 2Na₃PO₄ + 3MgCl₂ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

8. 4KClO₃ → KCl + 3KClO₄

Tlenki

Tlenki są to nieorganiczne związki chemiczne, zbudowane z tlenu i dowolnego pierwiastka chemicznego.

Właściwości [edytuj]

fizyczne [edytuj]

Tlenki mają bardzo różne własności fizyczne, które zależą od pierwiastka łączącego z tlenem: od substancji stałych o bardzo wysokich temperaturach topnienia (np. tlenek wolframu), przez ciecze (woda), po gazy (np. podtlenek azotu). Większość tlenków metali ma podobny, biały bądź szary kolor bez połysku.

chemiczne [edytuj]

Tlenki mają bardzo różne własności chemiczne w zależności od elektroujemności pierwiastka, z którym tlen tworzy wiązanie.

Nazewnictwo tlenków [edytuj]

IUPAC zaleca stosowanie systemu Stocka. Aby nadać tlenkowi nazwę przy użyciu tego systemu używamy słowa tlenek oraz podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany tlenek. Tlen w tlenkach zawsze występuje na minus drugim stopniu utleniania (-II). Dla pierwiastka, który w wiązaniu z tlenem przyjmuje tylko jedną wartościowość nie podaje się jej, lecz gdy istnieją różne wartościowości pierwiastka, w jego tlenkach należy napisać ją w nawiasie. Np.:

K₂O - tlenek potasu

CaO - tlenek wapnia

Sc₂O₃ -tlenek skandu

CO - tlenek węgla (II)

CO₂ - tlenek węgla (IV)

MnO₂ - tlenek manganu (IV)

Wyjątkiem jest fluorek tlenu (OF₂) (NIE ), ponieważ tlen jest mniej elektroujemny niż fluor, chociaż jest to związek tlenu z fluorem.

Otrzymywanie tlenków [edytuj]

1. Bezpośrednia synteza z pierwiastków:

2Cl₂ + O₂ → 2Cl₂O

S + O₂ → SO₂

2. Utlenianie niższych tlenków:

2CO + O₂ → 2CO₂

4FeO + 3O₂ → 2Fe₂O₃

3.Redukcja wyższych tlenków:

MnO₂ + H₂ → MnO + H₂O

Fe₂O₃ + C → 2FeO + CO

4.Rozkład tlenków:

N₂O₃ → NO + NO₂

4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + O₂

5. Rozkład soli nietrwałych kwasów tlenowych:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Na₂SO₃ → Na₂O + SO₂

6. Rozkład niektórych wodorotlenków:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

7. Rozkład kwasów nietrwałych:

H₂CO₃ → CO₂ + H₂O

H₂SO₃ → SO₂ + H₂O

Kwasowo-zasadowy charakter tlenków nieorganicznych [edytuj]

Reakcje tlenków z wodą
Charakterystyka	Tlenki kwasowe		Tlenki zasadowe		Tlenki amfoteryczne Al2O3, ZnO	Tlenki obojętne CO , NO
		Tlenki kwasowe np. CO2, SO3	Tlenki o charakterze kwasowym SiO2	Tlenki zasadowe K2O, CaO			Tlenki o charakterze zasadowym MgO MnO
Reakcja z wodą	tak (1)	nie	tak (2)	nie	nie	nie
Reakcja z kwasem	nie		tak (3)		tylko z kwasem mocnym (4)	nie
Reakcja z zasadą	tak (5)		nie		tylko z mocną zasadą (6)	nie

Najbardziej znaną reakcją chemiczną tlenków jest reakcja z wodą, w czasie której powstają kwasy i zasady.

(1) Tlenki większości niemetali w reakcji z wodą tworzą kwasy:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

(2) Tlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych (czyli litowce i berylowce bez berylu i magnezu) w reakcji z wodą tworzą zasady:

Na₂O + H₂O → 2NaOH

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

(5) Tlenki kwasowe reagują z zasadami:

Cl₂O₇ + 2NaOH → 2NaClO₄ + H₂O

CO₂ + 2LiOH → Li₂CO₃ + H₂O

(3) Tlenki zasadowe reagują z kwasami:

CaO + 2HCN → Ca(CN)₂ + H₂O

K₂O + HNO₂ → KNO₂ + H₂O

Tlenki amfoteryczne to takie, które posiadają własności kwasowe lub zasadowe w zależności od środowiska, w którym się znajdują.

(4) Tlenek glinu bądź tlenek cynku reaguje z kwasami mocnymi:

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

ZnO + 2HMnO₄ → Zn(MnO₄)₂ + H₂O

(6) oraz z mocnymi zasadami:

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆]

ZnO + Sr(OH)₂ + H₂O → Sr[Zn(OH)₄]

Oczywiście należy pamiętać, że reakcje otrzymywania tlenków (powyżej),
reakcji z wodą, kwasem lub zasadą nie mają nic wspólnego z rzeczywistością.
Większość z wypisanych reakcji jest po prostu nieekonomiczna, bądź zbyt niebezpieczna, aby ją wykonać.

Innym, często stosowanym podziałem tlenków jest fakt występowania lub nie wiązań chemicznych tlen-tlen i inny pierwiastek - inny pierwiastek.

• podtlenek - to zwykle tlenek, w którym występują wiązanie inny pierwiastek - inny pierwiastek np. N₂O

• nadtlenek - to tlenek, w którym występują mostki tlenowe o wiązaniu tlen-tlen np. H₂O₂, Li₂O₂

• ponadtlenek - tlenek, w którym występuje rodnik
  np. KO₂

Ważniejsze tlenki nieorganiczne [edytuj]

Do najbardziej znanych tlenków zaliczyć można:

• H₂O - tlenek wodoru, czyli woda

• N₂O - czyli podtlenek azotu znany jako gaz rozweselający

• SO₂ - czyli dwutlenek siarki (nazwa systematyczna: tlenek siarki(IV)) - obecny w spalinach przemysłowych, tworzy z wodą tzw. kwaśne deszcze,

• CO - tlenek węgla (nazwa systematyczna: tlenek węgla(II)) - toksyczny gaz obecny w spalinach, składnik gazu świetlnego

• CO₂ - dwutlenek węgla (nazwa systematyczna: tlenek węgla(IV)) - obecny w tzw. wodzie gazowanej oraz w wielu wyziewach kominowych, spalinach; gaz cieplarniany

• MgO - tlenek magnezu - czyli inaczej magnezja palona

• CaO - tlenek wapnia - czyli inaczej wapno palone

• Fe₃O₄ - magnetyt

• TiO₂ - czyli dwutlenek tytanu, składnik bieli tytanowej

• SiO₂ - krzemionka

• Cr₂O₃ - tlenek chromu(III), czyli zieleń chromowa

• CrO₃ - tlenek chromu(VI)- silnie toksyczny utleniacz

Wodorotlenki

Wodorotlenki to związki nieorganiczne metali typu M(OH)_x. Związki o budowie jonowej zawierające stabilny kation organiczny i anion OH^- również określa się nazwą "wodorotlenki" (np. (CH₃)₄N⁺OH^- - wodorotlenek tetrametyloamoniowy).

Ze względu na właściwości kwasowo-zasadowe wyróżnia się wodorotlenki zasadowe, obojętne, kwasowe lub amfoteryczne.

Przegląd wodorotlenków nieorganicznych [edytuj]

• wodorotlenki metali alkalicznych (pierwsza grupa układu okresowego pierwiastków): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH. Silne oraz bardzo silne zasady, bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, aktywne chemicznie, dysocjujące na jednododatni jon (kation) metalu oraz anion OH^-

• wodorotlenki metali ziem alkalicznych (druga grupa układu okresowego pierwiastków), bez amfoterycznego wodorotlenku berylu: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ i Ba(OH)₂; dość mocne zasady, jednak niezbyt dobrze rozpuszczalne w wodzie; dysocjują na dwudodatni kation metalu oraz dwa aniony OH^-

• wodorotlenki amfoteryczne: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃; słabo rozpuszczalne w wodzie związki amfoteryczne; W środowisku kwaśnym dysocjują na kation metalu oraz aniony OH^-; w wodnym środowisku zasadowym na ogół na anion MO_n^n- oraz kationy H₃O⁺.

Charakter kwasowo-zasadowy wodorotlenków jest zależny od charakteru i energii wiązania M-O (metal-tlen). Jeżeli wiązanie to jest silnie i jonowe, wodorotlenek ma charakter zasadowy i w pełni dysocjuje na jony OH^-. Jeżeli wiązanie ma charakter kowalencyjny wodorotlenek może mieć właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych (np. Zn(OH)₂), a nawet kwasowych (np. Ti(OH)₄).

Otrzymywanie wodorotlenków [edytuj]

1) metal + woda → wodorotlenek + wodór

2) tlenek metalu + woda → wodorotlenek

Siarczany

Siarczany(IV) [edytuj]

Siarczany(IV) (nazwa tradycyjna: siarczyny), M^I₂SO₃, M^IISO₃ - sole nietrwałego kwasu siarkowego(IV) (siarkawego).

Właściwości [edytuj]

Anion siarczanowy(IV) jest dwuujemnym jonem o wzorze SO₃^2- Zwykle są trudno rozpuszczalne w wodzie, z wyjątkiem siarczanów(IV) litowców. Są bezbarwne jeżeli kation jest bezbarwny. Mają redukujące własności. Utleniają się na powietrzu. W środowisku kwaśnym wydzielają dwutlenek siarki (SO₂).

Siarczany(VI) [edytuj]

W chemii nieorganicznej siarczany(VI) (nazwa tradycyjna: siarczany) to sole kwasu siarkowego(VI) (siarkowego).

Właściwości chemiczne [edytuj]

Jon siarczanowy(VI) to dwuujemny anion o wzorze empirycznym SO₄²⁻ i masie cząsteczkowej 96,06 u; składa się z jednego centralnego atomu siarki otoczonego przez cztery atomy tlenu, ma kształt czworościanu. Jon siarczanowy(VI) jest resztą kwasową kwasu siarkowego(VI) (H₂SO₄).

Prawie wszystkie siarczany(VI) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Siarczan wapnia, strontu, baru, ołowiu(II), srebra i rtęci(I) są nierozpuszczalne w wodzie.

Zastosowania [edytuj]

Siarczany mają szerokie zastosowanie:

• siarczan(VI) wapnia występuje w naturze jako minerał gips,

• siarczan(VI) magnezu ma właściwości higroskopijne i dlatego jest powszechnie stosowanym przemysłowym środkiem suszącym,

• siarczan(VI) miedzi(II) stosuje się w galwanotechnice.

• siarczan dimetylu - ester, silny czynnik metylujący, szeroko stosowany w preparatyce organicznej.

Siarczany w mineralogii [edytuj]

Minerały tworzące gromadę siarczanów powstają w niskich temperaturach w środowiskach utleniających. Przeważnie są produktami procesów hipergenicznych, zwłaszcza ewaporacji wód morskich i jeziornych. Wiele siarczanów metali ciężkich tworzy się w strefie utleniania kruszców. Niektóre z nich jako produkty działalności hydrotermalnej powstają w niskich temperaturach. Przeważnie są bezbarwne, lecz niektóre z nich, zwłaszcza siarczany metali ciężkich , odznaczają się żywym zabarwieniem. Przeważnie są przezroczyste. cechuje je niewielka twardość, która w nielicznych przypadkach osiąga 3,5 w skali Mohsa. Znaczna ich częśc rozpuszcza się w wodzie, dotyczy to szczególnie siarczanów metali jedno i dwuwartościowych o małych promieniach jonowych np. Na⁺ i Mg²⁺. Przy ich rozpoznawaniu najczęściej używa się metod termicznych (DTA, TG, DTG), przydatne są także metody rentgenostrukturalne oraz spektroskopia w podczerwieni.

Klasyfikacja [edytuj]

Ze względu na skład chemiczny wyróżnia się pięć klas siarczanów:

• Klasa 1. Kwaśne siarczany: np. matteucyt NaHSO₄ • H₂O, mercallit KHSO₄

• Klasa 2. Siarczany bezwodne: np. anhydryt CaSO₄, celestyn SrSO₄, baryt BaSO₄

• Klasa 3. Siarczany bezwodne zawierające inny anion: np. brochantyt Cu₄[(OH)₄SO₄], jarosyt KFe₃[(OH)₆(SO₄)₂]

• Klasa 4. Siarczany uwodnione: np kizeryt MgSO₄ • H₂O, Gips CaSO₄ • 2H₂O, chalkantyt CuSO₄ • 5H₂O, melanteryt FeSO₄ • 7H₂O

• Klasa 5. Siarczany uwodnione zawierające inny anion: np. copiapit (Fe^[II],Mg)Fe₄^[III][OH(SO₄)₃]₂ • 20H₂O

Chlorki

Chlorek - ogólna nazwa związków chemicznych, soli kwasu solnego lub innych związków zawierających chlor.

W chemii nieorganicznej chlorkami nazywa się

• sole kwasu solnego;

• pochodne kwasów, w których przynajmniej jedna grupa OH została zastąpiona przez atom chloru (chlorki kwasowe).

W chemii organicznej określenie chlorki obejmuje

• związki organiczne, będące solami (np. chlorki amin czwartorzędowych; sole kwasu solnego i amin niższego rzędu nazywa się chlorowodorkami)

• związki zawierające atom chloru przyłączony bezpośrednio do atomu węgla. Spośród takich związków z ugrupowaniem C-Cl wyróżnić można reaktywne chlorki acylowe, np. chlorek acetylu oraz stosunkowo inertne chlorowe pochodne węglowodorów, np. chlorek winylu.

Większość soli chlorkowych jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Kationy, których chlorki są słabo rozpuszczalne, zostały wyodrębnione w I grupę kationów. Są to: AgCl, PbCl₂ oraz Hg₂Cl₂.

W chemii analitycznej do oznaczania chlorku stosuje się metody: Mohra i Volharda.

Sole chlorkowe zawierają anion chlorkowy: Cl⁻. Jony te pełnią ważną funkcję w komórkach organizmów żywych. Działanie enterotoksyny (toksyny przecinkowca cholery) jest związane z zaburzeniem gospodarki jonu Cl⁻.

Najbardziej znaną nieorganiczną solą chlorkową jest chlorek sodu, czyli sól kuchenna. Jest on również najbardziej powszechną solą rozpuszczoną w oceanach.

Siarczki

Siarczki - związki chemiczne zawierające siarkę na stopniu utlenienia -2.

W chemii nieorganicznej są to sole kwasu siarkowodorowego o wzorze ogólnym M₂S (gdzie M - metal jednowartościowy), np. Na₂S - siarczek sodu lub HgS - siarczek rtęci(II).

W chemii organicznej siarczkami nazywane są związki zawierające wiązanie C-S-C (→ tioetery), np. siarczek dimetylu H₃C-S-CH₃.

Właściwości fizykochemiczne [edytuj]

Siarczki metali naturalnego pochodzenia wyróżniają się dużą gęstością, zazwyczaj są nieprzezroczyste i przewodzą prąd elektryczny.

Siarczki rozkładają się i reagują pod wpływem wód powierzchniowych i atmosfery, przechodząc w barwne tlenki, wodorotlenki, węglany, siarczany i fosforany metali.

Petrologia [edytuj]

Minerały siarczków występują głównie w złożach kruszców związanych z działalnością magmową oraz w meteorytach. Tworzą najistotniejsze gospodarczo złoża: wydobywano z nich kruszce srebra, miedzi, rtęci, cynku, ołowiu oraz piryt.

• Minerały:

andoryt - antymonit - argentopiryt - argentyt - arsenopiryt - aurypigment - bornit - boulangeryt - bournonit - chalkopiryt - chalkozyn - cynober - dyskrazyt - freieslebenit - galena - greenockit - haueryt - jordanit - kermesyt - kobaltyn - kowelin - linneit - markasyt - maucheryt - miargyryt - milleryt - molibdenit - nagyagit - nikielin - pirargyryt - pirostilpnit - pirotyn - piryt - plagionit - polibazyt - proustyt - realgar - saffloryt - seligmannit - semseyit - sfaleryt - skutterudyt - stephanit - sylvanit - tennantyt - tetraedryt - ullmannit - wurtzyt

---