- Chemische structuur
- Nomenclatuur van zure zouten
- Zure waterstofzouten
- Ternaire zure zouten
- Een ander voorbeeld
- Opleiding
- Fosfaten
- Citraten
- Voorbeelden
- Zure zouten van overgangsmetalen
- Zuur karakter
- Toepassingen
- Referenties
De zure zouten of oxyzouten zijn die welke zijn afgeleid van de gedeeltelijke neutralisatie van halogeenwaterstofzuur en oxozuren. Daarom kunnen binaire en ternaire zouten in de natuur worden aangetroffen, zowel anorganisch als organisch. Ze worden gekenmerkt doordat ze zure protonen beschikbaar hebben (H + ).
Hierdoor leiden hun oplossingen over het algemeen tot het verkrijgen van zure media (pH <7). Niet alle zure zouten vertonen deze eigenschap echter; sommige komen in feite uit alkalische oplossingen (basisch, met pH> 7).
Natriumbicarbonaat
De meest representatieve van alle zure zouten is wat algemeen bekend staat als natriumbicarbonaat; ook bekend als bakpoeder (bovenste afbeelding), of met hun respectievelijke namen die worden beheerst door traditionele, systematische of compositorische nomenclatuur.
Wat is de chemische formule voor zuiveringszout? NaHCO 3 . Zoals te zien is, heeft het maar één proton. En hoe is dit proton gebonden? Aan een van de zuurstofatomen, de hydroxidegroep (OH) vormen.
Dus de twee resterende zuurstofatomen worden beschouwd als oxides (O 2– ). Door deze weergave van de chemische structuur van het anion kan het selectiever worden benoemd.
Chemische structuur
Zure zouten hebben de aanwezigheid van een of meer zure protonen gemeen, evenals die van een metaal en een niet-metaal. Het verschil tussen die afkomstig zijn van hydraciden (HA) en oxozuren (HAO) is logischerwijs het zuurstofatoom.
De sleutelfactor die bepaalt hoe zuur het zout in kwestie is (de pH die het produceert als het eenmaal is opgelost in een oplosmiddel), berust echter op de sterkte van de binding tussen het proton en het anion; het hangt ook af van de aard van het kation, zoals in het geval van het ammoniumion (NH 4 + ).
De kracht HX, zijnde X het anion, varieert afhankelijk van het oplosmiddel dat het zout oplost; dat is meestal water of alcohol. Vandaar dat, na bepaalde evenwichtsoverwegingen in oplossing, de zuurgraad van de genoemde zouten kan worden afgeleid.
Hoe meer protonen het zuur heeft, hoe groter het mogelijke aantal zouten dat eruit kan komen. Om deze reden zijn er in de natuur veel zure zouten, waarvan de meeste opgelost zijn in de grote oceanen en zeeën, evenals voedingscomponenten van bodems naast oxiden.
Nomenclatuur van zure zouten
Hoe worden zure zouten genoemd? De populaire cultuur heeft het op zich genomen om diepgewortelde namen toe te kennen aan de meest voorkomende zouten; voor de rest van hen, niet zo bekend, hebben scheikundigen echter een reeks stappen bedacht om ze universele namen te geven.
Voor dit doel heeft de IUPAC een reeks nomenclaturen aanbevolen die, hoewel ze hetzelfde toepassen voor hydraciden en oxaciden, kleine verschillen vertonen bij gebruik met hun zouten.
Het is noodzakelijk om de nomenclatuur van zuren onder de knie te krijgen voordat u doorgaat naar de nomenclatuur van zouten.
Zure waterstofzouten
Hydraciden zijn in wezen de binding tussen waterstof en een niet-metallisch atoom (van de groepen 17 en 16, met uitzondering van zuurstof). Alleen degenen met twee protonen (H 2 X) kunnen echter zuurzouten vormen.
Dus in het geval van waterstofsulfide (H 2 S), wanneer een van zijn protonen wordt vervangen door een metaal, bijvoorbeeld natrium, hebben we NaHS.
Hoe heet het NaHS-zout? Er zijn twee manieren: traditionele nomenclatuur en compositie.
Wetende dat het een sulfide is, en dat natrium slechts een valentie van +1 heeft (omdat het uit groep 1 komt), gaan we hieronder verder:
Zout: NaHS
Nomenclaturen
Samenstelling: natriumwaterstofsulfide .
Traditioneel: natriumzuursulfide .
Een ander voorbeeld kan ook Ca (HS) 2 zijn :
Zout: Ca (HS) 2
Nomenclaturen
Samenstelling: Calciumbis (waterstofsulfide) .
Traditioneel: zuur calciumsulfide .
Zoals te zien is, worden de voorvoegsels bis-, tris, tetrakis, enz. Toegevoegd volgens het aantal anionen (HX) n , waarbij n de valentie van het metaalatoom is. Dus, dezelfde redenering toepassen voor Fe (HSe) 3 :
Zout: Fe (HSe) 3
Nomenclaturen
Samenstelling: Tris (hydrogenoselenide) van ijzer (III) .
Traditioneel: zuur ijzer (III) sulfide .
Omdat ijzer voornamelijk twee valenties heeft (+2 en +3), wordt het tussen haakjes aangegeven met Romeinse cijfers.
Ternaire zure zouten
Ze worden ook wel oxyszouten genoemd en hebben een complexere chemische structuur dan zure hydracidezouten. Hierin vormt het niet-metalen atoom dubbele bindingen met zuurstof (X = O), geclassificeerd als oxiden, en enkele bindingen (X-OH); de laatste is verantwoordelijk voor de zuurgraad van het proton.
De traditionele en samenstellingsnomenclaturen handhaven dezelfde normen als voor oxozuren en hun respectieve ternaire zouten, met als enige verschil dat de aanwezigheid van het proton wordt benadrukt.
Aan de andere kant houdt de systematische nomenclatuur rekening met de soorten XO-bindingen (van additie) of het aantal zuurstofatomen en protonen (die van waterstof van de anionen).
Terugkerend met de baking soda, wordt het als volgt genoemd:
Zout: NaHCO 3
Nomenclaturen
Traditioneel: natriumcarbonaat .
Samenstelling: natriumwaterstofcarbonaat .
Systematiek en waterstofadditie van de anionen: Hidroxidodioxidocarbonato (-1) natrium , waterstof (trioxidocarbonato) natrium .
Informeel: baking soda, baking soda .
Waar komen de termen 'hydroxy' en 'dioxide' vandaan? 'Hydroxy' verwijst naar de -OH-groep die overblijft in het anion HCO 3 - (O 2 C-OH), en 'dioxide' naar de andere twee zuurstof waarop de C = O dubbele binding “resoneert” (resonantie).
Om deze reden is de systematische nomenclatuur, hoewel nauwkeuriger, een beetje ingewikkeld voor degenen die ingewijd zijn in de wereld van de chemie. Het getal (-1) is gelijk aan de negatieve lading van het anion.
Een ander voorbeeld
Zout: Mg (H 2 PO 4 ) 2
Nomenclaturen
Traditioneel: magnesiumdizuurfosfaat .
Samenstelling: magnesiumdiwaterstoffosfaat (let op de twee protonen).
Systematiek en waterstofadditie van de anionen: dihidroxidodioxidofosfato (-1) magnesium , bis magnesium .
Door de systematische nomenclatuur opnieuw te interpreteren, blijkt dat het anion H 2 PO 4 - twee OH-groepen heeft, dus de twee resterende zuurstofatomen vormen oxiden (P = O).
Opleiding
Hoe worden zure zouten gevormd? Ze zijn het product van neutralisatie, dat wil zeggen van de reactie van een zuur met een base. Omdat deze zouten zure protonen hebben, kan neutralisatie niet volledig zijn, maar gedeeltelijk; anders wordt het neutrale zout verkregen, zoals te zien is in de chemische vergelijkingen:
H 2 A + 2NaOH => Na 2 A + 2H 2 O (compleet)
H 2 A + NaOH => NaHA + H 2 O (gedeeltelijk)
Ook kunnen alleen polyprotische zuren gedeeltelijke neutralisaties hebben, aangezien de zuren HNO 3 , HF, HCl, enz., Maar een enkel proton hebben. Hier is het zure zout NaHA (wat fictief is).
Als in plaats van het diprotisch zuur H 2 A (meer precies, een hydracide) te hebben geneutraliseerd met Ca (OH) 2 , dan zou het overeenkomstige calciumzout Ca (HA) 2 zijn gegenereerd . Als Mg (OH) 2 zou worden gebruikt , zou Mg (HA) 2 worden verkregen ; als LiOH werd gebruikt, LiHA; CsOH, CsHA, enzovoort.
Hieruit wordt met betrekking tot de vorming geconcludeerd dat het zout bestaat uit het anion A dat afkomstig is van het zuur, en uit het metaal van de base die voor neutralisatie wordt gebruikt.
Fosfaten
Fosforzuur (H 3 PO 4 ) is een polyprotisch oxozuur, daarom worden er veel zouten van afgeleid. Door KOH te gebruiken om het te neutraliseren en zo zijn zouten te verkrijgen, hebben we:
H 3 PO 4 + KOH => KH 2 PO 4 + H 2 O
KH 2 PO 4 + KOH => K 2 HPO 4 + H 2 O
K 2 HPO 4 + KOH => K 3 PO 4 + H 2 O
KOH neutraliseert een van de zure protonen van H 3 PO 4 en wordt vervangen door het K + -kation in het kaliumdizuurfosfaatzout (volgens traditionele nomenclatuur). Deze reactie gaat door totdat dezelfde KOH-equivalenten worden toegevoegd om alle protonen te neutraliseren.
Men kan dan zien dat er tot drie verschillende kaliumzouten worden gevormd, elk met zijn respectievelijke eigenschappen en mogelijke toepassingen. Hetzelfde resultaat kon worden verkregen met LiOH, dat lithiumfosfaten geeft; of Sr (OH) 2 , om strontiumfosfaten te vormen, enzovoort met andere basen.
Citraten
Citroenzuur is een tricarbonzuur dat in veel fruit voorkomt. Daarom heeft het drie -COOH-groepen, wat gelijk is aan drie zure protonen. Nogmaals, het is, net als fosforzuur, in staat om drie soorten citraten te genereren, afhankelijk van de mate van neutralisatie.
Op deze manier worden met NaOH mono-, di- en trinatriumcitraten verkregen:
OHC 3 H 4 (COOH) 3 + NaOH => OHC 3 H 4 (COONa) (COOH) 2 + H 2 O
OHC 3 H 4 (COONa) (COOH) 2 + NaOH => OHC 3 H 4 (COONa) 2 (COOH) + H 2 O
OHC 3 H 4 (COONa) 2 (COOH) + NaOH => OHC 3 H 4 (COONa) 3 + H 2 O
Chemische vergelijkingen zien er ingewikkeld uit gezien de structuur van citroenzuur, maar als ze worden weergegeven, zouden de reacties net zo eenvoudig zijn als die voor fosforzuur.
Het laatste zout is neutraal natriumcitraat, waarvan de chemische formule Na 3 C 6 H 5 O 7 is . En de andere natriumcitraten zijn: Na 2 C 6 H 6 O 7 , natriumzuurcitraat (of dinatriumcitraat); en NaCl 6 H 7 O 7 , natrium citraat dizuur (of mononatriumcitraat).
Dit zijn een duidelijk voorbeeld van zure organische zouten.
Voorbeelden
Veel zure zouten worden gevonden in bloemen en veel andere biologische substraten, maar ook in mineralen. De ammoniumzouten zijn echter weggelaten, die, in tegenstelling tot de andere, niet zijn afgeleid van een zuur maar van een base: ammoniak.
Hoe is het mogelijk? Het is te wijten aan de neutralisatiereactie van ammoniak (NH 3 ), een base die deprotoneert en het ammoniumkation (NH 4 + ) produceert . NH 4 + , evenals de andere metaalkationen, kunnen perfect elk van de zure protonen van de hydracide- of oxacid-soort vervangen.
In het geval van ammoniumfosfaten en citraten is het voldoende om K en Na door NH 4 te vervangen en zullen zes nieuwe zouten worden verkregen. Hetzelfde geldt voor koolzuur: NH 4 HCO 3 (zuur ammoniumcarbonaat) en (NH 4 ) 2 CO 3 (ammoniumcarbonaat).
Zure zouten van overgangsmetalen
Overgangsmetalen kunnen ook deel uitmaken van verschillende zouten. Ze zijn echter minder bekend en de syntheses erachter vertonen een hogere mate van complexiteit vanwege de verschillende oxidatiegetallen. Voorbeelden van deze zouten zijn onder meer:
Zout: AgHSO 4
Nomenclaturen
Traditioneel: zuur zilversulfaat .
Samenstelling: Zilverwaterstofsulfaat .
Systematiek: Zilverwaterstof (tetraoxidosulfaat) .
Zout: Fe (H 2 BO 3 ) 3
Nomenclaturen
Traditioneel: ijzer (III) dizuurboraat .
Samenstelling: ijzer (III) dihydrogenoboraat .
Systematiek: Iron Tris (III) .
Zout: Cu (HS) 2
Nomenclaturen
Traditioneel: zuur koper (II) sulfide .
Samenstelling: Koper (II) waterstofsulfide .
Systematisch: Bis (waterstofsulfide) van koper (II) .
Zout: Au (HCO 3 ) 3
Nomenclaturen
Traditioneel: zuur goud (III) carbonaat .
Samenstelling: Goudwaterstofcarbonaat (III) .
Systematiek: Golden Tris (III) .
En dus met andere metalen. De grote structurele rijkdom van zure zouten ligt meer in de aard van het metaal dan die van het anion; omdat er niet veel hydraciden of oxaciden bestaan.
Zuur karakter
Zure zouten geven in het algemeen, wanneer opgelost in water, aanleiding tot een waterige oplossing met een pH lager dan 7. Dit geldt echter niet strikt voor alle zouten.
Waarom niet? Omdat de krachten die het zure proton aan het anion binden niet altijd hetzelfde zijn. Hoe sterker ze zijn, des te minder zal de neiging zijn om het aan het midden te geven; Evenzo is er een tegenovergestelde reactie waardoor dit feit achteruitgaat: de hydrolysereactie.
Dit verklaart waarom NH 4 HCO 3 , ondanks dat het een zuur zout is, alkalische oplossingen genereert:
NH 4 + + H 2 O <=> NH 3 + H 3 O +
HCO 3 - + H 2 O <=> H 2 CO 3 + OH -
HCO 3 - + H 2 O <=> CO 3 2– + H 3 O +
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
Gezien de voorgaande evenwichtsvergelijkingen, de basische pH geeft aan dat de reacties die produceren OH - voorkeur opkomen bij degenen die produceren H 3 O + , indicatorsoort een zuuroplossing.
Niet alle anionen kunnen echter worden gehydrolyseerd (F - , Cl - , NO 3 - , enz.); Dit zijn degenen die afkomstig zijn van sterke zuren en basen.
Toepassingen
Elk zuurzout heeft zijn eigen toepassingen voor verschillende velden. Ze kunnen echter voor de meeste van hen een aantal algemene toepassingen samenvatten:
-In de voedingsindustrie worden ze gebruikt als gist of conserveermiddel, maar ook in zoetwaren, in producten voor mondhygiëne en bij de vervaardiging van medicijnen.
-Degenen die hygroscopisch zijn, zijn bedoeld om vocht en CO 2 te absorberen in ruimtes of omstandigheden die dit vereisen.
-Kalium- en calciumzouten worden over het algemeen gebruikt als meststof, voedingscomponenten of laboratoriumreagentia.
-Als additief voor glas, keramiek en cement.
-Bij de bereiding van bufferoplossingen, essentieel voor al die reacties die gevoelig zijn voor plotselinge veranderingen in pH. Bijvoorbeeld fosfaat- of acetaatbuffers.
-En tenslotte leveren veel van deze zouten vaste en gemakkelijk hanteerbare vormen van kationen (vooral overgangsmetalen) met een grote vraag in de wereld van anorganische of organische synthese.
Referenties
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 138, 361.
- Brian M. Tissue. (2000). Geavanceerde zwakke zuren en zwakke basisevenwichten. Genomen uit: tissuegroup.chem.vt.edu
- C. Speakman & Neville Smith. (1945). Zure zouten van organische zuren als pH-normen. Nature volume 155, pagina 698.
- Wikipedia. (2018). Zure zouten. Ontleend aan: en.wikipedia.org
- Zuren, basen en zouten identificeren. (2013). Genomen uit: ch302.cm.utexas.edu
- Zure en basische zoutoplossingen. Genomen uit: chem.purdue.edu
- Joaquín Navarro Gómez. Zure waterstofzouten. Genomen uit: Formulacionquimica.weebly.com
- Encyclopedie van voorbeelden (2017). Zure zouten. Hersteld van: voorbeelden.co