- Chemická struktura
- Názvosloví kyselých solí
- Kyselé hydridové soli
- Soli ternární kyseliny
- Další příklad
- Výcvik
- Fosfáty
- Citráty
- Příklady
- Kyslé soli přechodných kovů
- Kyselina charakter
- Aplikace
- Reference
Tyto soli s kyselinami nebo oxy-soli, které jsou odvozeny z částečné neutralizaci halogenovodíkové a oxokyselin. Proto se binární a ternární soli vyskytují v přírodě, buď anorganické nebo organické. Vyznačují se tím, že mají k dispozici kyselé protony (H +).
Díky tomu jejich roztoky obecně vedou k získání kyselých médií (pH <7). Ne všechny kyselé soli však vykazují tuto vlastnost; některé ve skutečnosti pocházejí z alkalických roztoků (bazické, s pH> 7).
Hydrogenuhličitan sodný
Nejreprezentativnější ze všech kyselých solí je to, co je běžně známé jako hydrogenuhličitan sodný; také známý jako prášek do pečiva (horní obrázek), nebo s příslušnými názvy, které se řídí tradiční, systematickou nebo kompoziční nomenklaturou.
Jaký je chemický vzorec pro jedlou sodu? NaHCO 3. Jak je vidět, má pouze jeden proton. A jak je tento proton vázán? Na jeden z atomů kyslíku tvoří hydroxidovou skupinu (OH).
Dva zbývající atomy kyslíku jsou tedy považovány za oxidy (O 2–). Tento pohled na chemickou strukturu anionu umožňuje, aby byl pojmenován selektivněji.
Chemická struktura
Kyselé soli mají obyčejně přítomnost jednoho nebo více kyselých protonů, jakož i kovů a nekovů. Rozdíl mezi těmi, které pocházejí z hydracidů (HA) a oxokyselin (HAO), je logicky atom kyslíku.
Klíčový faktor, který určuje, jak kyselá je dotyčná sůl (pH, které vytváří, jakmile se rozpustí v rozpouštědle), však spočívá na síle vazby mezi protonem a aniontem; závisí také na povaze kationtu, jako v případě amonného iontu (NH 4 +).
Síla HX, jako X anion, se mění v závislosti na rozpouštědle, které rozpustí sůl; což je obvykle voda nebo alkohol. Proto lze po jistých rovnovážných úvahách v roztoku odvodit úroveň kyselosti uvedených solí.
Čím více protonů má kyselina, tím větší je možný počet solí, které z ní mohou vycházet. Z tohoto důvodu existuje v přírodě mnoho kyselých solí, z nichž většina leží rozpuštěná ve velkých oceánech a mořích, stejně jako nutriční složky půdy kromě oxidů.
Názvosloví kyselých solí
Jak se jmenují kyselé soli? Populární kultura přijala to samy o sobě přiřadit hluboce zakořeněná jména k nejběžnějším solím; nicméně, pro ostatní z nich, není tak dobře známo, chemici vymysleli řadu kroků, aby jim dali univerzální jména.
Za tímto účelem IUPAC doporučil řadu nomenklatur, které, i když se použijí pro hydracidy a oxkyseliny, představují při použití se svými solemi malé rozdíly.
Před přechodem na nomenklaturu solí je nezbytné zvládnout nomenklaturu kyselin.
Kyselé hydridové soli
Hydracidy jsou v podstatě vazbou mezi vodíkem a nekovovým atomem (skupin 17 a 16, s výjimkou kyslíku). Nicméně, pouze ty, které mají dva protony (H 2 X), jsou schopné tvořit soli s kyselinami.
Tak v případě sirovodíku (H 2 S), když jeden z jeho protonů je nahrazen kovem, sodné, například, máme NaHS.
Jak se nazývá sůl NaHS? Existují dva způsoby: tradiční nomenklatura a složení.
S vědomím, že se jedná o sulfid a že sodík má pouze valenci +1 (protože je ze skupiny 1), pokračujeme níže:
Sůl: NaHS
Názvosloví
Složení: Sirovodík sodný.
Tradiční: sulfid sodný.
Dalším příkladem může být také Ca (HS) 2:
Sůl: Ca (HS) 2
Názvosloví
Složení: bis (sirovodík) vápenatý.
Tradiční: Kyselý sulfid vápenatý.
Jak je vidět, předčíslí bis-, tris, tetrakis atd. Se přidávají podle počtu aniontů (HX) n, kde n je valence atomu kovu. Takže při použití stejného zdůvodnění Fe (HSe) 3:
Sůl: Fe (HSe) 3
Názvosloví
Složení: Tris (hydrogenoselenid) železa (III).
Tradiční: Kyselina železitá (III) sulfid.
Protože železo má hlavně dvě valence (+2 a +3), je to uvedeno v závorkách římskými číslicemi.
Soli ternární kyseliny
Také se nazývají oxysalty, mají složitější chemickou strukturu než kyselé hydracidové soli. V nich nekovový atom tvoří dvojné vazby s kyslíkem (X = O), klasifikované jako oxidy a jednoduché vazby (X-OH); ten je zodpovědný za kyselost protonu.
Tradiční nomenklatury a názvosloví složení zachovávají stejné normy jako pro oxokyseliny a jejich příslušné ternární soli, s jediným rozlišením zdůrazňujícím přítomnost protonu.
Na druhé straně systematická nomenklatura zvažuje typy XO vazeb (sčítání) nebo počet kyslíků a protonů (vodík aniontů).
Vrací se s jedlou sodou a nazývá se takto:
Sůl: NaHCO 3
Názvosloví
Tradiční: uhličitan sodný.
Složení: Hydrogenuhličitan sodný.
Systematika a přidání aniontů vodíkem: Hidroxidodioxidocarbonato (-1) sodík, vodík (trioxidocarbonato) sodík.
Neformální: jedlá soda, jedlá soda.
Odkud pocházejí pojmy „hydroxy“ a „oxid“? ‚Hydroxy‘se týká skupiny -OH zbývající v aniontů HCO 3 - (O 2 C-OH), a ‚oxid‘, na další dva kyslík, na kterých C = O s dvojnou vazbou „rezonuje“ (rezonance).
Z tohoto důvodu je systematická nomenklatura, i když přesnější, pro ty, kteří byli zahájeni do světa chemie, trochu komplikovaná. Číslo (-1) se rovná zápornému náboji aniontu.
Další příklad
Sůl: Mg (H 2 PO 4) 2
Názvosloví
Tradiční: Fosfát dikyseliny hořečnatého.
Složení: dihydrogenfosforečnan hořečnatý (všimněte si dvou protonů).
Systematika a přidání aniontů vodíkem: dihidroxidodioxidofosfato (-1) hořčík, bis hořčík.
Reinterpreting systematického názvosloví, bylo zjištěno, že aniont H 2 PO 4 - má dvě OH skupiny, tak zbývající dva atomy kyslíku tvoří oxidy (P = O).
Výcvik
Jak se tvoří kyselé soli? Jsou produktem neutralizace, tj. Reakce kyseliny s bází. Protože tyto soli mají kyselé protony, neutralizace nemůže být úplná, ale částečná; jinak se získá neutrální sůl, jak je vidět v chemických rovnicích:
H 2 A + 2NaOH => Na 2 A + 2H 2 O (kompletní)
H 2 A + NaOH => NaHA + H 2 O (částečné)
Částečné neutralizace mohou mít také pouze polyprotické kyseliny, protože kyseliny HNO 3, HF, HCI atd. Mají pouze jeden proton. Kyselá sůl je zde NaHA (což je fiktivní).
Jestliže místo toho, aby neutralizovala dvojsytná kyselina H 2 A (přesněji, je hydracid), s Ca (OH) 2, potom se odpovídající vápenatá sůl Ca (HA) 2 by byly vytvořeny. Pokud by byl použit Mg (OH) 2, byl by získán Mg (HA) 2; pokud byl použit LiOH, LiHA; CsOH, CsHA atd.
Z toho se z hlediska tvorby vyvozuje, že sůl je tvořena anionem A, který pochází z kyseliny, a z kovu báze použitého pro neutralizaci.
Fosfáty
Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) je polyprotic oxo, což je důvod, proč velké množství soli jsou odvozeny od něj. Pomocí KOH k jeho neutralizaci a získání jejích solí máme:
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 neutralizuje jedním z kyselých protonů H 3 PO 4, nahrazován K + kationtu v draselné dikyseliny fosfátové soli (podle tradičního nomenklatury). Tato reakce pokračuje, dokud nejsou přidány stejné ekvivalenty KOH pro neutralizaci všech protonů.
Potom je vidět, že se tvoří až tři různé draselné soli, z nichž každá má své příslušné vlastnosti a možné použití. Stejného výsledku lze dosáhnout za použití LiOH za vzniku fosforečnanů lithného; nebo Sr (OH) 2, za vzniku fosforečnanů stroncia, atd. s jinými bázemi.
Citráty
Kyselina citronová je kyselina trikarboxylová přítomná v mnoha druzích ovoce. Proto má tři skupiny - COOOH, což se rovná třem kyselým protonům. Stejně jako kyselina fosforečná je opět schopna generovat tři typy citrátů v závislosti na stupni neutralizace.
Tímto způsobem se za použití NaOH získají citráty mono-, di- a trisodné:
OHC 3 H 4 (COOH) 3 + NaOH => s rozvodem OHC 3 H 4 (COONa) (COOH) 2 + H 2 O
OHC 3 H 4 (COONa) (COOH) 2 + NaOH => s rozvodem OHC 3 H 4 (COONa) 2 (COOH) + H 2 O
OHC 3 H 4 (COONa) 2 (COOH) + NaOH => s rozvodem OHC 3 H 4 (COONa) 3 + H 2 O
Chemické rovnice vypadají komplikovaně vzhledem ke struktuře kyseliny citronové, ale pokud jsou zastoupeny, reakce by byly stejně jednoduché jako reakce na kyselinu fosforečnou.
Poslední sůl je neutrální citrát sodný, jehož chemický vzorec je Na 3 C 6 H 5 O 7. A další sodné citráty jsou: Na 2 C 6 H 6 O 7, kyselina citronan sodný (nebo disodný citrát); a NAC 6 H 7 O 7, sodík-dikyseliny citrát (nebo citrát sodný).
Toto je jasný příklad kyselých organických solí.
Příklady
Mnoho kyselých solí se nachází v květech a mnoha dalších biologických substrátech a také v minerálech. Amoniové soli však byly vynechány, které na rozdíl od ostatních nepocházejí z kyseliny, ale z báze: amoniak.
Jak je to možné? To je vzhledem k neutralizační reakcí amoniaku (NH 3), báze, která deprotonuje a vytváří amonný kationt (NH 4 +). NH 4 +, stejně jako další kovové kationty, mohou dokonale nahradit jakýkoli z kyselých protonů hydracidních nebo oxokyselinových druhů.
V případě amonných fosfátů a citrátů, stačí nahradit NH 4 pro K a Na, a bude možné získat šest nových solí. Totéž platí s kyselinou uhličitou: NH 4 HCO 3 (kyselý uhličitan amonný) a (NH 4) 2 CO 3 (uhličitan amonný).
Kyslé soli přechodných kovů
Přechodné kovy mohou být také součástí různých solí. Jsou však méně dobře známé a syntézy za nimi představují vyšší stupeň složitosti kvůli různým oxidačním číslům. Příklady těchto solí zahrnují následující:
Sůl: AgHSO 4
Názvosloví
Tradiční: Kyselý síran stříbrný.
Složení: hydrogensíran stříbrný.
Systematika: Stříbrný vodík (tetraoxidosulfát).
Sůl: Fe (H 2 BO 3) 3
Názvosloví
Tradiční: boritan železitý (III).
Složení: Dihydrogenoboritan železitý.
Systematika: Iron Tris (III).
Sůl: Cu (HS) 2
Názvosloví
Tradiční: kyselý sirník měďnatý.
Složení: sirovodík měďnatý.
Systematický: Bis (sirovodík) mědi (II).
Sůl: Au (HCO 3) 3
Názvosloví
Tradiční: Kyselý zlato (III) uhličitan.
Složení: hydrogenuhličitan zlata (III).
Systematika: Golden Tris (III).
A tak s jinými kovy. Velké strukturní bohatství kyselých solí spočívá spíše v povaze kovu než v aniontu; protože tam není mnoho hydracids nebo oxacids, které existují.
Kyselina charakter
Kyselé soli, pokud jsou rozpuštěny ve vodě, vytvářejí vodný roztok s pH nižším než 7. To však neplatí pro všechny soli.
Proč ne? Protože síly, které váží kyselý proton na anion, nejsou vždy stejné. Čím silnější jsou, tím menší bude tendence dát to středu; Stejně tak existuje opačná reakce, která způsobuje, že tento fakt ustupuje: hydrolytická reakce.
To vysvětluje, proč NH 4 HCO 3, i když je kyselá sůl, vytváří alkalické roztoky:
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> CO 3 2– + H 3 O +
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
Vzhledem k tomu, že předchozí rovnice rovnováhy, základní hodnota pH ukazuje, že reakce, které produkují OH - dochází přednostně k těm, které produkují H 3 O + druhy, indikátor kyselého roztoku.
Ne všechny anionty však mohou být hydrolyzovány (F -, Cl -, NO 3 - atd.); To jsou ty, které pocházejí ze silných kyselin a zásad.
Aplikace
Každá kyselá sůl má své vlastní použití pro různá pole. Mohou však shrnout řadu běžných použití pro většinu z nich:
- V potravinářském průmyslu se používají jako droždí nebo konzervanty, jakož i v cukrovinkách, v prostředcích ústní hygieny a při výrobě léčiv.
-Those, že jsou hygroskopické jsou určeny k absorpci vlhkosti a CO 2 v prostorech nebo podmínek, které ji potřebují.
Draselné a vápenaté soli obecně nacházejí použití jako hnojiva, nutriční složky nebo laboratorní činidla.
- Jako přísady do skla, keramiky a cementů.
- Při přípravě tlumivých roztoků, nezbytných pro všechny reakce citlivé na náhlé změny pH. Například fosfátové nebo acetátové pufry.
- A konečně mnoho z těchto solí poskytuje pevné a snadno zvládnutelné formy kationtů (zejména přechodné kovy) s velkou poptávkou ve světě anorganické nebo organické syntézy.
Reference
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chemie. (8. ed.). CENGAGE Learning, str. 138, 361.
- Brian M. Tissue. (2000). Pokročilé rovnováhy slabých kyselin a slabých bází. Převzato z: tissuegroup.chem.vt.edu
- C. Speakman a Neville Smith. (1945). Kyselé soli organických kyselin jako standardy pH. Přírodní objem 155, strana 698.
- Wikipedia. (2018). Kyselé soli. Převzato z: en.wikipedia.org
- Identifikace kyselin, zásad a solí. (2013). Převzato z: ch302.cm.utexas.edu
- Kyselé a základní solné roztoky. Převzato z: chem.purdue.edu
- Joaquín Navarro Gómez. Kyselé hydridové soli. Převzato z: formulacionquimica.weebly.com
- Encyklopedie příkladů (2017). Kyselé soli. Obnoveno z: example.co