Zure zouten (oxisalen)

Natriumbicarbonaat is een van de bekendste zuurzouten. Met licentie

Wat zijn zuurzouten?

De zure zouten of oxisals zijn die die voortvloeien uit de gedeeltelijke neutralisatie van hydrasiden en oxoacides. Daarom kunnen binaire en ternaire zouten in de natuur worden gevonden, of het nu anorganisch of organisch is. Ze worden gekenmerkt door beschikbare zure protonen te hebben (h⁺)).

Daarom leiden hun oplossingen over het algemeen tot het verkrijgen van zure media (pH7).

De meest representatieve van alle zure zouten is algemeen bekend als natriumbicarbonaat, of met hun respectieve namen die worden beheerst door de traditionele, systematische of compositie -nomenclatuur.

Wat is de chemische formule van natriumbicarbonaat? Nahco₃. Zoals te zien is, heeft het maar één proton. En hoe wordt gezegd dat proton is gekoppeld? Aan een van de zuurstofatomen, het vormen van de hydroxidegroep (OH).

Zodat de twee resterende zuurstofatomen worden beschouwd als oxiden (of^2-)). Met deze visie op de chemische structuur van het anion kunt u het selectiever noemen.

Chemische structuur van zuurzouten

Zure zouten hebben gemeen de aanwezigheid van een of meer zure protonen, evenals die van een metaal en een niet -metaal. Het verschil tussen degenen die afkomstig zijn van de hydrie (ha) en de oxoacides (hao) is logischerwijs het zuurstofatoom.

De belangrijkste factor die bepaalt hoe zuur het zout in kwestie is (de pH die het produceert eenmaal opgelost in een oplosmiddel), valt op de kracht van het verband tussen het proton en het anion; Het hangt ook af van de aard van het kation, zoals in het geval van het ammoniumion (NH₄⁺)).

De H-X-kracht, als X-anion, varieert volgens het oplosmiddel dat zout oplost, dat over het algemeen water of alcohol is. Vanaf hier, na bepaalde evenwichtsoverwegingen in oplossing, kan het zuurgraad van de genoemde zouten worden afgeleid.

Hoe meer protonen het zuur heeft, hoe groter het mogelijke aantal zouten dat eruit kan komen. Om deze reden in de natuur zijn er veel zure zouten, waarvan de meerderheid ligt opgelost in de grote oceanen en zeeën, evenals in voedingscomponenten van bodems naast oxiden.

Nomenclatuur van zure zouten

Hoe worden zure zouten genoemd? De populaire cultuur is verantwoordelijk geweest voor het toewijzen van zeer veel voorkomende namen aan de meest voorkomende zouten; Voor de rest van hen, niet zo goed bekend, hebben chemicaliën echter een reeks stappen geformuleerd om ze universele namen te geven.

Met dit doel heeft de IUPAC een reeks nomenclatures aanbevolen, die, hoewel ze hetzelfde toepassen voor hydrie en oxacides, kleine verschillen hebben bij gebruik met hun zouten.

Het is noodzakelijk om de nomenclatuur van zuren te beheersen voordat je doorgaat naar de nomenclatuur van zouten.

Zure hydractiezouten

Schalerijen zijn in wezen de unie tussen waterstof en een niet -metalen atoom (van groepen 17 en 16, behalve zuurstof). Alleen degenen die twee protonen hebben (h₂X) Ze kunnen zure zouten vormen.

Aldus in het geval van sulfhydrinezuur (h₂S), wanneer een van de protonen wordt vervangen door een metaal, natrium, bijvoorbeeld, heb je NAHS.

Kan u van dienst zijn: kristallijne structuur

Hoe heet ze nahs zout? Er zijn twee manieren: de traditionele nomenclatuur en de compositie.

Wetende dat het een sulfide is en dat het natrium alleen Valencia van +1 heeft (omdat het van groep 1 is), gaat het verder:

Zout: NAHS

Nomenclatures

Samenstelling: Natriumhydrogenosulfide.

Traditioneel: Natriumzuursulfide.

Een ander voorbeeld kan ook Ca (HS) zijn₂:

Zout: CA (HS)₂

Nomenclatures

Samenstelling: Bis (waterstoffide) van calcium.

Traditioneel: Calciumzuursulfide.

Zoals te zien is, worden bis-, tris, tetraquis, enz., Volgens het aantal anionen (HX)_N, zijn n de Valencia van het metalen atoom. Dus, het toepassen van dezelfde redenering voor geloof (HSE)₃:

Zout: Geloof (HSE)₃

Nomenclatures

Samenstelling: Tris (hydrogenoseleniuro) ijzer (iii).

Traditioneel: IJzerzuursulfide (III).

Omdat ijzer voornamelijk twee valenties heeft (+2 en +3), wordt het tussen haakjes aangegeven met Romeinse nummers.

Lijnverkoop

Ook wel oxisalen genoemd, ze hebben een meer complexe chemische structuur dan zure hydrace. Hierin vormt het niet-metalen atoom dubbele bindingen met zuurstof (x = O), gecatalogiseerd als oxiden en eenvoudige links (X-OH); het laatste zijn dat verantwoordelijk is voor de zuurgraad van het proton.

Traditionele en compositie -nomenclatures handhaven dezelfde normen als voor oxoacides en hun respectieve Nullion -zouten, met het enige onderscheid om de aanwezigheid van het proton te benadrukken.

Aan de andere kant houdt de systematische nomenclatuur rekening met de soorten XO (toevoeging) bindingen of het aantal zuurstof en protonen (de waterstof van de anionen).

Terugkerend met natriumbicarbonaat, wordt het als volgt genoemd:

Zout: Nahco₃

Nomenclatures

Traditioneel: Natriumzuurcarbonaat.

Samenstelling: Natriumwaterstofocarbonaat.

Systematische toevoeging en waterstof van anionen: Hydroxidodioxidocarbonaat (-1) natrium, Waterstof (trioxidocarbonaat) van natrium.

Informeel: Natriumbicarbonaat, natriumbicarbonaat.

Waar komen de termen 'hydroxi' en 'dioxide' voort uit? 'Hydroxi' verwijst naar de resterende -OH -groep in het HCO -anion₃^- (OF₂C-OH), en 'dioxide' voor de andere twee zuurstof op degenen die de dubbele binding c = o (resonantie) "resoneren".

Om deze reden is de systematische nomenclatuur, hoewel deze nauwkeuriger is, een beetje ingewikkeld voor degenen die zijn geïnitieerd in de wereld van chemie. Het getal (-1) is gelijk aan de negatieve belasting van het anion.

Een ander voorbeeld

Zout: Mg (h₂Po₄))₂

Nomenclatures

Traditioneel: Magnesium diácido fosfaat.

Samenstelling: Magnesiumdihydrogenofosfaat (Let op de twee protonen).

Systematische toevoeging en waterstof van anionen: dihydroxidyxideofosfaat (-1) magnesium, bis [dihydrogen (tetraoxidofosfaat)] van magnesium.

De H moet de H opnieuw interpreteren van de systematische nomenclatuur₂Po₄^- Het heeft twee OH -groepen, dus de twee resterende zuurstofatomen vormen oxiden (P = O).

Vorming van zuurzouten

Hoe zijn zure zouten? Ze zijn het product van neutralisatie, dat wil zeggen van de reactie van een zuur met een basis. Omdat deze zouten zure protonen hebben, kan neutralisatie niet compleet zijn, maar gedeeltelijk; Anders wordt het neutrale zout verkregen, zoals te zien is in de chemische vergelijkingen:

H₂A + 2NaOH => NA₂A + 2H₂Of (compleet)

H₂A + NaOH => Naha + H₂O (gedeeltelijk)

Ook kunnen alleen polyprotische zuren gedeeltelijke neutralisaties hebben, omdat HNO -zuren₃, HF, HCl, etc., Ze hebben maar één proton. Hier is zuurzout naha (wat fictief is).

Als in plaats van geneutraliseerd diprotisch zuur h te hebben₂A (meer precies, een hydracence), met ca (oh)₂, Dan zou het calciumzout (ha) hebben gegenereerd₂ correspondent. Als Mg (OH) wordt gebruikt₂, Mg (ha) zou worden verkregen₂; Als lioh, liha wordt gebruikt; CSOH, CSHA, enzovoort.

Het kan u van dienst zijn: Baquelita: structuur, eigenschappen, verkrijgen en toepassingen

Dit wordt geconcludeerd in termen van vorming, dat zout wordt gevormd door het anion waaraan het uit het zuur komt, en het metaal van de basis die wordt gebruikt voor neutralisatie.

Fosfaten

Fosforzuur (h₃Po₄) is een polyprotisch oxo -zuur, dus er is een breed aantal zouten afkomstig. KOH gebruiken om het te neutraliseren en dus je zouten te krijgen die je hebt:

H₃Po₄ + KOH => KH₂Po₄ + H₂OF

Kh₂Po₄ + KOH => K₂HPO₄ + H₂OF

K₂HPO₄ + KOH => K₃Po₄ + H₂OF

Koh neutraliseert een van de zure protonen van H₃Po₄, Het k -kation vervangen⁺ in kaliumdease fosfaatzout (volgens de traditionele nomenclatuur). Deze reactie blijft plaatsvinden totdat dezelfde KOH -equivalenten worden toegevoegd om alle protonen te neutraliseren.

Het is dan te zien dat maximaal drie verschillende kaliumzouten worden gevormd, elk met hun respectieve eigenschappen en mogelijk gebruik. Hetzelfde resultaat kan worden verkregen met behulp van LIOH, waardoor lithiumfosfaten worden gegeven; of sr (oh)₂, om strontiumfosfaten te vormen, en dus met andere basen.

Citraten

Citroenzuur is een tricarbonzuur aanwezig in veel vruchten. Daarom heeft het drie -Coh -groepen, die gelijk zijn aan drie zure protonen. Nogmaals, zoals fosforzuur, is het in staat om drie soorten citraten te genereren, afhankelijk van de mate van neutralisatie.

Op deze manier worden het gebruik van NaOH, mono-, di- en trisodische citraten verkregen:

OHC₃H₄(COOH)₃ + NaOH => OHC₃H₄(Poon) (COOH)₂ + H₂OF

OHC₃H₄(Poon) (COOH)₂ + NaOH => OHC₃H₄(Poon)₂(COOH) + H₂OF

OHC₃H₄(Poon)₂(COOH) + NaOH => OHC₃H₄(Poon)₃ + H₂OF

Chemische vergelijkingen zien er ingewikkeld uit gezien de structuur van citroenzuur, maar om de reacties weer te geven, zou zo eenvoudig zijn als die van fosforzuur.

Het laatste zout is neutraal natriumcitraat, waarvan de chemische formule NA is₃C₆H₅OF₇. En de andere natriumcitraten zijn: NA₂C₆H₆OF₇, Natriumzuurcitraat (of dinatriumcitraat); en NAC₆H₇OF₇, Natriumdease citraat (of monosodiumcitraat).

Dit zijn een duidelijk voorbeeld van zure organische zouten.

Voorbeelden van zure zouten

Veel zure zouten worden gevonden in bloemen en andere biologische substraten, evenals in mineralen. Ammoniumzouten zijn echter weggelaten, die, anders dan de anderen, niet afkomstig zijn van een zuur maar uit een basis: de ammoniak.

Hoe is het mogelijk? Het is te wijten aan de neutralisatiereactie van de ammoniak (NH₃), Baseer zo onheruitboeiend en produceert het ammoniumkation (NH₄⁺)). De NH₄⁺, Net zoals de andere metaalkationen doen, kunt u perfect een van de zure of oxactieve soorten zure protonen vervangen.

In het geval van ammoniumfosfaten en citraten is het voldoende om de K en NH te vervangen₄, en zes nieuwe zouten zullen worden verkregen. Hetzelfde geldt voor koolzuur: NH₄HCO₃ (ammoniumzuurcarbonaat) en (NH₄))₂CO₃ (ammoniumcarbonaat).

Zure overgangsmetaalzouten

Overgangsmetalen kunnen ook deel uitmaken van verschillende zouten. Ze zijn echter minder bekend en de synthese achter hen heeft een grotere mate van complexiteit vanwege de verschillende oxidatienummers. Onder deze zouten zijn de volgende als voorbeeld:

Kan u van dienst zijn: soorten batterijen, kenmerken en reacties

Zout: Aghso₄

Nomenclatures

Traditioneel: Zilverzuursulfaat.

Samenstelling: Zilverhydrogenosulfaat.

Systematisch: Waterstof (tetraoxidosulfaat) zilver.

Zout: Geloof (h₂Bo₃))₃

Nomenclatures

Traditioneel: Iron Diácido Borate (III).

Samenstelling: Iron Dihydrogenoborate (III).

Systematisch: Tris [dihydrogen (trioxidoborato)] van ijzer (iii).

Zout: Cu (HS)₂

Nomenclatures

Traditioneel: Koperzuursulfide (II).

Samenstelling: Koperhydrogenosulfide (II).

Systematisch: Bis (hydrogenosulfide) van koper (ii).

Zout: AU (HCO₃))₃

Nomenclatures

Traditioneel: Goudzuurcarbonaat (III).

Samenstelling: Goud waterstofocarbonaat (III).

Systematisch: Tris [waterstof (trioxidocarbonaat)] van goud (iii).

En dus met andere metalen. De grote structurele rijkdom aan zure zouten ligt meer in de aard van metaal dan die van anion, omdat er niet veel hydratryciden of bestaande oxacides zijn.

Zuurkarakter

Zuurzouten meestal wanneer oplost in water afkomstig is van een waterige oplossing met pH minder dan 7. Dit is echter niet strikt waar voor alle zouten.

Waarom niet? Omdat de krachten die het zure proton verenigen voor anion niet altijd hetzelfde zijn. Hoe sterker ze zijn, hoe minder de neiging om het aan de omgeving te geven; Er is ook een tegenovergestelde reactie die dit feit terug maakt: de hydrolysereactie.

Dit verklaart waarom de NH₄HCO₃, Ondanks dat het een zuurzout is, genereert het alkalische oplossingen:

NH₄⁺ + H₂Of NH₃ + H₃OF⁺

HCO₃^- + H₂Of h₂CO₃ + Oh^-

HCO₃^- + H₂Of co₃^2- + H₃OF⁺

NH₃ + H₂Of NH₄⁺ + Oh^-

Gezien de vorige evenwichtsvergelijkingen geeft de basis pH aan dat de geproduceerde reacties OH hebben geproduceerd^- Ze komen bij voorkeur voor die worden geproduceerd door H₃OF⁺, Indicatorsoorten van een zure oplossing.

Niet alle anionen kunnen echter hydrolyseren (f^-, Klet^-, NEE₃^-, enz.); Dit zijn die die voortkomen uit sterke zuren en basen.

Gebruik van zure zouten

Elk zuurzout heeft zijn eigen gebruik voor verschillende velden. Een aantal gemeenschappelijk gebruik voor de meeste van hen kan echter worden samengevat:

-In de voedingsindustrie worden ze gebruikt als gisten of conserveermiddelen, evenals gebak, orale hygiëneproducten en medicijnen.

-Degenen die hygroscopisch zijn, zijn voorbestemd om vocht en co te absorberen₂ in spaties of omstandigheden die dit vereisen.

-Kalium- en calciumzouten vinden meestal gebruik zoals meststoffen, voedingscomponenten of laboratoriumreagentia.

-Als glazen additieven, keramiek en cement.

-Bij de bereiding van schokafwezigheidsuitjes, onmisbaar voor al die gevoelige reacties op plotselinge veranderingen van de pH. Bijvoorbeeld fosfaat- of acetaatbuffers.

-En ten slotte bieden veel van deze zouten solide en gemakkelijk beheersbare vormen van kationen (vooral overgangsmetalen) met een grote vraag in de wereld van anorganische of organische synthese.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Scheikunde. (8e ed.)). Cengage Learning, p 138, 361.
2. Brian M. Zakdoek. (2000). Geavanceerd zwak zuur en zwakke basisbalans. Uitgevoerd uit: TissuEGroup.Chem.VT.Edu
3. C. Speakman & Neville Smith. (1945). Zure zouten van organische zuren als pH-standaard. Nature Volume 155, pagina 698.
4. Wikipedia. (2018). Zure zouten. Genomen van: in.Wikipedia.borg
5. Het identificeren van zuren, basis en zouten. (2013). Genomen van: CH302.cm.Utexas.Edu
6. Zure en basale zoutoplossingen. Genomen uit: chem.Purdue.Edu
7. Joaquín Navarro Gómez. Zure hydractiezouten. Genomen van: Quimica.Weebel.com
8. Encyclopedia of Voorbeelden (2017). Zure zouten. Hersteld van: voorbeelden.co