Metalni nitriti u oksidacionom stanju +2 formiraju kristalne hidrate sa jednom, dve ili četiri molekule vode. Nitriti formiraju dvostruke i trostruke soli, npr. CsNO2. AgNO 2 ili Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2, kao i kompleksna jedinjenja, na primjer Na 3.
Kristalne strukture poznate su po samo nekoliko bezvodnih nitrita. Anion NO2 ima nelinearnu konfiguraciju; ONO ugao 115°, dužina H–O veze 0,115 nm; tip M-NO2 veze je jonsko-kovalentan.
Nitriti K, Na, Ba su dobro rastvorljivi u vodi, nitriti Ag, Hg, Cu su slabo rastvorljivi. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost nitrita se povećava. Gotovo svi nitriti su slabo rastvorljivi u alkoholima, eterima i niskopolarnim rastvaračima.
Nitriti su termički nestabilni; Samo nitriti alkalnih metala se tope bez raspadanja nitriti drugih metala se raspadaju na 25-300 °C. Mehanizam razgradnje nitrita je složen i uključuje niz paralelno sekvencijalnih reakcija. Glavni gasoviti produkti raspadanja su NO, NO 2, N 2 i O 2, čvrsti - metalni oksid ili elementarni metal. Oslobađanje velikih količina plinova uzrokuje eksplozivnu razgradnju nekih nitrita, na primjer NH 4 NO 2, koji se raspada na N 2 i H 2 O.
Karakteristične karakteristike nitrita su povezane sa njihovom termičkom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog jona da bude i oksidaciono i redukciono sredstvo, u zavisnosti od sredine i prirode reagensa. U neutralnom okruženju, nitriti se obično redukuju u NO u kiseloj sredini, oksidiraju u nitrate. Kiseonik i CO 2 ne stupaju u interakciju sa čvrstim nitritima i njihovim vodenim rastvorima. Nitriti podstiču razgradnju organskih supstanci koje sadrže dušik, posebno amina, amida itd. Sa organskim halogenidima RXH. reaguju i formiraju nitrite RONO i nitro jedinjenja RNO 2 .
Industrijska proizvodnja nitrita zasniva se na apsorpciji azotnog gasa (mešavina NO + NO 2) rastvorima Na 2 CO 3 ili NaOH uz sekvencijsku kristalizaciju NaNO 2; Nitriti drugih metala dobijaju se u industriji i laboratorijama reakcijom razmene soli metala sa NaNO 2 ili redukcijom nitrata ovih metala.
Nitriti se koriste za sintezu azo boja, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidanti i redukcioni agensi u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti, kao što su NaNO 2 i KNO 2, su toksični, uzrokujući glavobolje, povraćanje, depresivno disanje itd. Prilikom trovanja NaNO 2 u krvi nastaje methemoglobin i oštećuju se membrane crvenih krvnih zrnaca. Moguće je formiranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina direktno u gastrointestinalnom traktu.
6.Sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati sa SO 4 2- anjonom, ili hidrosulfati, sa HSO 4 - anjonom, bazni, koji pored anjona SO 4 2- sadrže OH grupe, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Postoje i dvostruki sulfati koji sadrže dva različita kationa. Tu spadaju dvije velike grupe sulfata - stipsa, kao i šeniti M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, gdje je M jednostruko nabijeni kation, E je Mg, Zn i drugi dvonabijeni kationi. Poznat je trostruki sulfat K 2 SO 4. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (polihalit mineral), dvostruko bazični sulfati, na primjer minerali grupe alunita i jarozita M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3 . 4Al(OH 3 i M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe(OH) 3, gdje je M jednostruki kation. Sulfati mogu biti dio miješanih soli, na primjer 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineralni berkeit), KCl 3H2O (kainit).
Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele u većini slučajeva, vrlo topljive u vodi. Sulfati kalcijuma, stroncijuma, olova i neki drugi su slabo rastvorljivi BaSO 4 i RaSO 4 su praktično nerastvorljivi. Bazni sulfati su obično slabo rastvorljivi ili praktično nerastvorljivi, ili su hidrolizovani vodom. Iz vodenih otopina sulfati mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitrioli; bakar sulfat CuSO 4. 5H 2 O, gvožđe sulfat FeSO 4. 7H 2 O.
Prosječni sulfati alkalnih metala su termički stabilni, dok se kiseli sulfati razlažu kada se zagrijavaju, pretvarajući se u pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfati drugih metala, kao i bazični sulfati, kada se zagriju na dovoljno visoke temperature, u pravilu se raspadaju sa stvaranjem metalnih oksida i oslobađanjem SO 3.
Sulfati su široko rasprostranjeni u prirodi. Javljaju se u obliku minerala, kao što je gips CaSO 4 . H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4. 10H 2 O, a također su dio morske i riječne vode.
Mnogi sulfati se mogu dobiti interakcijom H 2 SO 4 sa metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom soli hlapljivih kiselina sa sumpornom kiselinom.
Neorganski sulfati se široko koriste. Na primjer, amonijum sulfat je azotno đubrivo, natrijum sulfat se koristi u industriji stakla, papira, proizvodnji viskoze itd. Prirodni sulfatni minerali su sirovine za industrijsku proizvodnju spojeva raznih metala, građevinskih materijala itd.
7.Sulfiti, soli sumporne kiseline H 2 SO 3. Postoje srednji sulfiti sa SO 3 2- anjonom i kiseli (hidrosulfiti) sa HSO 3 - anjonom. Srednji sulfiti su kristalne supstance. Sulfiti amonijuma i alkalnih metala su visoko rastvorljivi u vodi; rastvorljivost (g u 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °C), K 2 SO 3 106,7 (20 °C). Hidrosulfiti nastaju u vodenim rastvorima. Sulfiti zemnoalkalne i nekih drugih metala su praktično nerastvorljivi u vodi; rastvorljivost MgSO 3 1 g u 100 g (40°C). Poznati su kristalni hidrati (NH 4) 2 SO 3. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H 2 O, MgSO 3. 6H 2 O itd.
Bezvodni sulfiti, kada se zagrijavaju bez pristupa zraku u zatvorenim posudama, nesrazmjerno se dijele na sulfide i sulfate kada se zagrijavaju u struji N 2, gube SO 2, a kada se zagrijavaju na zraku, lako se oksidiraju u sulfate. Sa SO 2 u vodenoj sredini, srednji sulfiti formiraju hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaki redukcioni agensi, oksidiraju se u rastvorima hlora, broma, H 2 O 2 itd. do sulfata. Razgrađuju se jakim kiselinama (na primjer, HC1) uz oslobađanje SO 2.
Kristalni hidrosulfiti su poznati po K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Preostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim rastvorima. Gustina NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; rastvorljivost u vodi (g u 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).
Kada se kristalni hidrosulfiti Na ili K zagriju ili kada je bujna otopina pulpe zasićena SO 2 M 2 SO 3, nastaju pirosulfiti (zastarjeli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli nepoznate slobodne pirosumporne kiseline H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gustina (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °C razlažu se sa oslobađanjem SO 2; rastvoriti u vodi (sa razgradnjom do HSO 3 -), rastvorljivost (g u 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formiraju Na 2 S 2 O 5 hidrate. 7H 2 O i 3K 2 S 2 O 5. 2H 2 O; redukcioni agensi.
Sulfiti srednjeg alkalnog metala se pripremaju reakcijom vodenog rastvora M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2, a MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3; Oni uglavnom koriste SO 2 iz izduvnih gasova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste u izbjeljivanju, bojenju i tiskanju tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene hrane, stočnog industrijskog otpada (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 su dezinficijensi u industriji vinarstva i šećera. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponente sulfitne tekućine tokom pulpe; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je apsorber H 2 S iz industrijskih otpadnih gasova, redukciono sredstvo u proizvodnji sumpornih boja. K 2 S 2 O 5 - komponenta kiselih fiksativa u fotografiji, antioksidans, antiseptik.
Kuhinjska so je natrijum hlorid koji se koristi kao aditiv za hranu i konzervans za hranu. Takođe se koristi u hemijskoj industriji i medicini. Služi kao najvažnija sirovina za proizvodnju kaustične sode, sode i drugih supstanci. Formula za kuhinjsku so je NaCl.
Stvaranje jonske veze između natrijuma i hlora
Hemijski sastav natrijevog klorida odražava se konvencionalnom formulom NaCl, koja daje ideju o jednakom broju atoma natrijuma i klora. Ali tvar nije formirana od dvoatomskih molekula, već se sastoji od kristala. Kada alkalni metal reaguje sa jakim nemetalom, svaki atom natrijuma oslobađa elektronegativniji hlor. Pojavljuju se natrijevi kationi Na + i anjoni kiselog ostatka hlorovodonične kiseline Cl -. Suprotno nabijene čestice privlače jedna drugu, formirajući supstancu s ionskom kristalnom rešetkom. Mali kationi natrijuma nalaze se između velikih anjona hlora. Broj pozitivnih čestica u sastavu natrijevog klorida jednak je broju negativnih čestica kao cjelina;
Hemijska formula. Kuhinjska so i halit
Soli su složene tvari jonske strukture, čija imena počinju imenom kiselog ostatka. Formula za kuhinjsku so je NaCl. Geolozi mineral ovog sastava nazivaju "halit", a sedimentni kamen "kamena so". Zastarjeli hemijski izraz koji se često koristi u proizvodnji je "natrijum hlorid". Ova supstanca je poznata ljudima od davnina; nekada se smatrala "bijelim zlatom". Savremeni školarci i studenti, kada čitaju jednačine reakcija koje uključuju natrijum hlorid, koriste hemijske simbole („natrijum hlor“).
Izvršimo jednostavne proračune koristeći formulu supstance:
1) Mr (NaCl) = Ar (Na) + Ar (Cl) = 22,99 + 35,45 = 58,44.
Relativna vrijednost je 58,44 (u amu).
2) Molarna masa je numerički jednaka molekulskoj težini, ali ova količina ima mjerne jedinice g/mol: M (NaCl) = 58,44 g/mol.
3) Uzorak soli od 100 g sadrži 60,663 g atoma hlora i 39,337 g natrijuma.
Fizička svojstva kuhinjske soli
Krhki kristali halita su bezbojni ili bijeli. U prirodi postoje i naslage kamene soli, obojene u sivu, žutu ili plavu boju. Ponekad mineralna tvar ima crvenu nijansu, što je zbog vrste i količine nečistoća. Tvrdoća halita je samo 2-2,5, staklo ostavlja liniju na svojoj površini.
Ostali fizički parametri natrijum hlorida:
- miris - odsutan;
- ukus - slan;
- gustina - 2,165 g/cm3 (20 °C);
- tačka topljenja - 801 °C;
- tačka ključanja - 1413 °C;
- rastvorljivost u vodi - 359 g/l (25 °C);
Priprema natrijum hlorida u laboratoriji
Kada metalni natrij stupi u interakciju s plinovitim klorom u epruveti, nastaje bijela tvar - natrijum hlorid NaCl (formula kuhinjske soli).
Hemija pruža uvid u različite načine proizvodnje istog spoja. Evo nekoliko primjera:
NaOH (aq) + HCl = NaCl + H 2 O.
Redox reakcija između metala i kiseline:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
Utjecaj kiseline na metalni oksid: Na 2 O + 2HCl (aq) = 2NaCl + H 2 O
Zamjena slabe kiseline iz otopine njene soli jačom:
Na 2 CO 3 + 2HCl (aq) = 2NaCl + H 2 O + CO 2 (gas).
Sve ove metode su preskupe i složene za upotrebu u industrijskim razmjerima.
Proizvodnja kuhinjske soli
Još u zoru civilizacije ljudi su znali da soljenje mesa i ribe traje duže. Prozirni, pravilno oblikovani kristali halita korišteni su u nekim starim zemljama umjesto novca i vrijedili su zlata. Pretraga i razvoj nalazišta halita omogućili su zadovoljavanje rastućih potreba stanovništva i industrije. Najvažniji prirodni izvori kuhinjske soli:
- nalazišta minerala halita u različitim zemljama;
- voda mora, okeana i slanih jezera;
- slojevi i kore kamene soli na obalama slanih rezervoara;
- kristali halita na zidovima vulkanskih kratera;
- slane močvare.
Industrija koristi četiri glavne metode za proizvodnju kuhinjske soli:
- ispiranje halita iz podzemnog sloja, isparavanje nastale slane vode;
- rudarstvo u ;
- isparavanje ili slanica slanih jezera (77% mase suvog ostatka je natrijum hlorid);
- korištenjem nusproizvoda desalinizacije slane vode.
Hemijska svojstva natrijum hlorida
Po svom sastavu, NaCl je prosječna sol formirana od alkalija i rastvorljive kiseline. Natrijum hlorid je jak elektrolit. Privlačnost između jona je toliko jaka da je mogu razbiti samo visoko polarni rastvarači. U vodi se tvar raspada, oslobađaju se kationi i anioni (Na +, Cl -). Njihovo prisustvo je posledica električne provodljivosti koju poseduje rastvor kuhinjske soli. Formula je u ovom slučaju napisana na isti način kao i za suhu tvar - NaCl. Jedna od kvalitativnih reakcija na kation natrijuma je žuta boja plamena plamenika. Da biste dobili rezultat eksperimenta, potrebno je sakupiti malo čvrste soli na čistu žičanu petlju i dodati je u srednji dio plamena. Svojstva kuhinjske soli također su povezana s posebnošću anjona, koja se sastoji u kvalitativnoj reakciji na kloridni ion. Prilikom interakcije sa srebrnim nitratom, bijeli talog srebrnog klorida precipitira u otopini (fotografija). Hlorovodonik je istisnut iz soli jačim kiselinama od hlorovodonične kiseline: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl. U normalnim uslovima, natrijum hlorid ne podleže hidrolizi.
Područja primjene kamene soli
Natrijum hlorid snižava tačku topljenja leda, pa se zimi na putevima i trotoarima koristi mešavina soli i peska. Upija veliku količinu nečistoća i pri topljenju zagađuje rijeke i potoke. So na putevima takođe ubrzava proces korozije karoserije automobila i oštećuje drveće posađeno pored puteva. U hemijskoj industriji natrijum hlorid se koristi kao sirovina za proizvodnju velike grupe hemikalija:
- hlorovodonična kiselina;
- metalni natrij;
- plin hlor;
- kaustična soda i druga jedinjenja.
Osim toga, kuhinjska sol se koristi u proizvodnji sapuna i boja. Koristi se kao antiseptik u hrani za konzerviranje i kiseljenje gljiva, ribe i povrća. Za borbu protiv disfunkcije štitnjače u populaciji, formula kuhinjske soli obogaćena je dodavanjem sigurnih spojeva joda, na primjer, KIO 3, KI, NaI. Takvi suplementi podržavaju proizvodnju hormona štitnjače i sprječavaju endemsku strumu.
Značaj natrijum hlorida za ljudski organizam
Formula kuhinjske soli, njen sastav stekli su vitalni značaj za ljudsko zdravlje. Joni natrija su uključeni u prijenos nervnih impulsa. Anjoni hlora su neophodni za proizvodnju hlorovodonične kiseline u želucu. Ali previše soli u hrani može dovesti do visokog krvnog pritiska i povećanog rizika od razvoja srčanih i vaskularnih bolesti. U medicini, kada dođe do velikog gubitka krvi, pacijentima se daje fiziološki rastvor. Da bi se dobio, 9 g natrijum hlorida se rastvori u jednom litru destilovane vode. Ljudskom tijelu je potrebna kontinuirana opskrba ovom tvari iz hrane. Sol se izlučuje putem organa za izlučivanje i kože. Prosječan sadržaj natrijuma hlorida u ljudskom tijelu je otprilike 200 g.
Da biste odgovorili na pitanje šta je sol, obično ne morate dugo razmišljati. Ovaj hemijski spoj se često nalazi u svakodnevnom životu. O običnoj kuhinjskoj soli ne treba ni govoriti. Neorganska hemija proučava detaljnu unutrašnju strukturu soli i njihovih spojeva.
Definicija soli
Jasan odgovor na pitanje šta je sol može se naći u radovima M.V. Ovo ime je dodijelio krhkim tijelima koja se mogu otopiti u vodi i koja se ne zapale kada su izložena visokim temperaturama ili otvorenoj vatri. Kasnije, definicija nije izvedena iz njihovih fizičkih, već iz hemijskih svojstava ovih supstanci.
Primjer miješane kiseline je kalcijeva sol hlorovodonične i hipohlorne kiseline: CaOCl 2.
Nomenklatura
Soli formirane od metala s promjenjivom valencijom imaju dodatnu oznaku: nakon formule, rimskim brojevima u zagradama se upisuje valencija. Dakle, postoji gvožđe sulfat FeSO 4 (II) i Fe 2 (SO4) 3 (III). Naziv soli sadrži prefiks hidro- ako sadrži nesupstituirane atome vodika. Na primjer, kalijum hidrogen fosfat ima formulu K 2 HPO 4 .
Svojstva soli u elektrolitima
Teorija elektrolitičke disocijacije daje vlastito tumačenje hemijskih svojstava. U svjetlu ove teorije, sol se može definirati kao slab elektrolit koji se, kada se otopi, disocira (raspada) u vodi. Dakle, otopina soli može se predstaviti kao kompleks pozitivnih negativnih jona, a prvi nisu atomi vodika H +, a drugi nisu atomi hidroksilne grupe OH -. Nema jona koji su prisutni u svim vrstama rastvora soli, tako da nemaju zajednička svojstva. Što su niži naboji jona koji formiraju otopinu soli, što se bolje disociraju, to je bolja električna provodljivost takve tečne mješavine.
Rastvori kiselih soli
Kisele soli u otopini se razlažu na složene negativne ione, koji su kiselinski ostatak, i jednostavne anione, koji su pozitivno nabijene metalne čestice.
Na primjer, reakcija otapanja natrijum bikarbonata dovodi do razgradnje soli na natrijeve ione i ostatak HCO 3 -.
Puna formula izgleda ovako: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.
Rastvori bazičnih soli
Disocijacija bazičnih soli dovodi do stvaranja kiselih anjona i kompleksnih kationa koji se sastoje od metala i hidroksilnih grupa. Ovi složeni kationi, zauzvrat, takođe su sposobni da se razbiju tokom disocijacije. Dakle, u bilo kojoj otopini soli glavne grupe prisutni su OH - joni. Na primjer, disocijacija hidroksomagnezij klorida se odvija na sljedeći način:
Širenje soli
Šta je sol? Ovaj element je jedan od najčešćih hemijskih spojeva. Svi znaju kuhinjsku so, kredu (kalcijum karbonat) i tako dalje. Među solima karbonatnih kiselina, najčešći je kalcijum karbonat. Komponenta je mermera, krečnjaka i dolomita. Kalcijum karbonat je takođe osnova za formiranje bisera i koralja. Ovo hemijsko jedinjenje je sastavna komponenta za formiranje tvrdog omotača insekata i skeleta hordata.
Kuhinjska so nam je poznata od djetinjstva. Ljekari upozoravaju na njegovu prekomjernu upotrebu, ali umjereno je neophodan za vitalne procese u tijelu. A potreban je za održavanje pravilnog sastava krvi i proizvodnju želučanog soka. Slane otopine, sastavni dio injekcija i kapaljki, nisu ništa drugo do otopina kuhinjske soli.
Voda je jedno od glavnih hemijskih jedinjenja na našoj planeti. Jedno od njegovih najzanimljivijih svojstava je sposobnost formiranja vodenih otopina. I u mnogim oblastima nauke i tehnologije, rastvorljivost soli u vodi igra važnu ulogu.
Pod rastvorljivošću se podrazumeva sposobnost različitih supstanci da formiraju homogene (homogene) smeše sa tečnostima - rastvaračima. Volumen materijala koji se koristi za otapanje i formiranje zasićene otopine određuje njegovu topljivost, usporedivu s masenim udjelom ove tvari ili njenom količinom u koncentriranoj otopini.
Prema svojoj sposobnosti rastvaranja, soli se klasificiraju na sljedeći način:
- Rastvorljive tvari uključuju tvari koje se mogu otopiti u 100 g vode više od 10 g;
- U slabo rastvorljive spadaju one čija količina u rastvaraču ne prelazi 1 g;
- koncentracija nerastvorljivih materija u 100 g vode manja je od 0,01.
Kada je polaritet supstance koja se koristi za otapanje sličan polarnosti rastvarača, ona je rastvorljiva. Sa različitim polaritetima, najvjerovatnije nije moguće razrijediti supstancu.
Kako dolazi do raspadanja?
Ako govorimo o tome da li se sol otapa u vodi, onda je za većinu soli ovo poštena izjava. Postoji posebna tabela prema kojoj možete precizno odrediti vrijednost rastvorljivosti. Budući da je voda univerzalni rastvarač, dobro se miješa s drugim tekućinama, plinovima, kiselinama i solima.
Jedan od najočitijih primjera rastvaranja čvrste tvari u vodi može se promatrati gotovo svaki dan u kuhinji, dok se pripremaju jela od kuhinjske soli. Pa zašto se sol rastvara u vodi?
Mnogi ljudi se sećaju iz školskog kursa hemije da su molekuli vode i soli polarni. To znači da su njihovi električni polovi suprotni, što rezultira visokom dielektričnom konstantom. Molekule vode okružuju ione druge supstance, na primjer, u slučaju koji razmatramo, NaCl. Ovo proizvodi tečnost homogene konzistencije.
Uticaj temperature
Postoje neki faktori koji utiču na rastvorljivost soli. Prije svega, ovo je temperatura rastvarača. Što je veći, veći je koeficijent difuzije čestica u tekućini, a prijenos mase se odvija brže.
Iako, na primjer, rastvorljivost kuhinjske soli (NaCl) u vodi praktično ne zavisi od temperature, jer je njen koeficijent rastvorljivosti 35,8 na 20°C i 38,0 na 78°C. manje dobro.
Ostali faktori koji utiču na rastvorljivost uključuju:
- Veličina otopljenih čestica - s većom površinom odvajanja faza, otapanje se događa brže.
- Proces miješanja koji, kada se izvodi intenzivno, promovira efikasniji prijenos mase.
- Prisustvo nečistoća: neke ubrzavaju proces rastvaranja, dok druge, komplicirajući difuziju, smanjuju brzinu procesa.
Video o mehanizmu rastvaranja soli
Sol se može definirati kao spoj koji nastaje reakcijom između kiseline i baze, ali nije voda. Ovaj dio će razmotriti ona svojstva soli koja su povezana s ionskim ravnotežama.
reakcije soli u vodi
Malo kasnije će se pokazati da je rastvorljivost relativan pojam. Međutim, za potrebe rasprave koja slijedi, možemo grubo podijeliti sve soli na one koje su rastvorljive i one koje su nerastvorljive u vodi.
Neke soli formiraju neutralne otopine kada su otopljene u vodi. Druge soli formiraju kisele ili alkalne otopine. To je zbog pojave reverzibilne reakcije između iona soli i vode, zbog čega nastaju konjugirane kiseline ili baze. Hoće li se otopina soli pokazati neutralnom, kiselom ili alkalnom ovisi o vrsti soli. U tom smislu, postoje četiri vrste soli.
Soli formirane od jakih kiselina i slabih baza. Soli ove vrste, kada se rastvore u vodi, formiraju kiseli rastvor. Uzmimo za primjer amonijum hlorid NH4Cl. Kada se ova so rastvori u vodi, amonijum jon deluje kao
Višak iona H3O+ koji nastaje u ovom procesu uzrokuje kisela svojstva otopine.
Soli koje formiraju slaba kiselina i jaka baza. Soli ove vrste, kada se rastvore u vodi, formiraju alkalni rastvor. Kao primjer, uzmimo natrijum acetat CH3COONa1. Acetatni ion djeluje kao baza, prihvatajući proton iz vode, koji u ovom slučaju djeluje kao kiselina:
Višak količine OH- jona formiranih u ovom procesu određuje alkalna svojstva otopine.
Soli formirane od jakih kiselina i jakih baza. Kada se soli ove vrste rastvore u vodi, nastaje neutralna otopina. Uzmimo za primjer natrijum hlorid NaCl. Kada se otopi u vodi, ova sol je potpuno ionizirana, te je stoga koncentracija Na+ iona jednaka koncentraciji Cl- jona. Budući da ni jedan ni drugi ion ne stupaju u kiselo-bazne reakcije s vodom, u otopini se ne stvara višak H3O+ ili OH jona. Stoga se ispostavlja da je rješenje neutralno.
Soli formirane od slabih kiselina i slabih baza. Primjer ove vrste soli je amonijum acetat. Kada se rastvori u vodi, amonijum jon reaguje sa vodom kao kiselina, a acetatni jon reaguje sa vodom kao bazom. Obje ove reakcije su gore opisane. Vodena otopina soli koju formiraju slaba kiselina i slaba baza može biti slabo kisela, slabo alkalna ili neutralna, ovisno o relativnim koncentracijama H3O+ i OH- iona nastalih kao rezultat reakcija kationa soli i anjona sa vodom. To ovisi o odnosu između vrijednosti konstanti disocijacije kationa i aniona.