WikiFox

Zouten



Voor de conserveringsmethode, zie Pekelen.

Een zout is een chemische verbinding tussen positieve en negatieve ionen, respectievelijk kationen en anionen.[1] Deze ionen zijn door elektrostatische aantrekkingskrachten aan elkaar gebonden. Een zout is in vaste aggregatietoestand een kristallijne stof waarin de positieve en negatieve ionen in een kristalrooster zijn gerangschikt.

In het dagelijks taalgebruik wordt de benaming 'zout' gebruikt voor keukenzout (natriumchloride: NaCl).

Inhoud


Soorten zouten

Er worden in de chemie twee soorten zouten onderscheiden:


Bereiding van zouten

Een zout kan bereid worden op verschillende manieren:

\({\displaystyle \mathrm {Fe\ +\ 2\ HCl\ \longrightarrow \ FeCl_{2}\ +\ H_{2}} }\)
\({\displaystyle \mathrm {2\ Fe\ +\ 3\ Cl_{2}\ \longrightarrow \ 2\ FeCl_{3}} }\)
\({\displaystyle \mathrm {Na_{2}O\ +\ SO_{3}\ \longrightarrow \ Na_{2}SO_{4}} }\)
\({\displaystyle \mathrm {NaBr\ +\ AgNO_{3}\ \longrightarrow \ AgBr\downarrow \ +\ NaNO_{3}} }\)

Ionaire, moleculaire en kristallijne structuur van zouten

In het geval van een zout dat zich in de vaste stoftoestand bevindt, heeft de chemische binding tussen het metaal-kation en het niet-metalig anion allereerst een elektrostatisch karakter. Bij de rangschikking van kleine, 'mono-atomaire' ionen, zoals het natrium-kation en het chloride-anion van natriumchloride (keukenzout) zijn er geen afzonderlijke kation-anion paren (kristallen) aan te wijzen in de vaste stof keukenzout, maar zijn de atomen als ionen op onderling gelijke afstand op elkaar gestapeld. In het kristalrooster van complexe zouten is er wel sprake van losse kristallen. Een voorbeeld van een complex zout is kopersulfaat, waarvan het kristalrooster wordt gevormd door de elektrostatische aantrekking tussen koper(II)-kationen en het oxo-anion sulfaat. Het polyatomische sulfaat heeft, binnen het geladen ion, een moleculaire structuur, die wordt gevormd door de covalente binding tussen een zwavelatoom en vier zuurstofatomen. Een ander voorbeeld van een complex zout met een oxo-anion is natriumorthovanadaat, waarvan het vanadaat-anion wordt gevormd door de covalente binding tussen een vanadiumatoom en eveneens vier zuurstofatomen. De combinatie van elektrostatische en covalente chemische bindingen binnen complexe zouten resulteert in een chemisch zeer stabiele (zeer sterke) kristalstructuur. Bovenstaande leidt tot de volgende, voor zouten kenmerkende, eigenschappen:

  1. De meeste zouten zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen en veel zouten smelten pas bij (zeer) hoge temperaturen of ontleden voordat de smelttemperatuur bereikt is. Een uitzondering vormen de ionische vloeistoffen, die bij lagere temperaturen reeds vloeibaar zijn.
  2. Veel zouten lossen alleen op in polaire oplosmiddelen, bijvoorbeeld in water. Bij de eenvoudigere, mono-atomaire zouten, zoals keukenzout, degradeert het kristalrooster gemakkelijk: een zout is dan goed oplosbaar. Bij complexere zouten kost het verbreken van de bindingen tussen de ionen binnen het kristalrooster meer moeite: het zout is dan matig, slecht of zeer slecht oplosbaar. Echte onoplosbaarheid bestaat niet, omdat er steeds een kleine fractie van de verbinding gedissocieerd is. De grootte van die fractie wordt berekend aan de hand van het oplosbaarheidsproduct Ks.

Nadere uitwerking

Metalen treden in zouten meestal op als kationen, zoals natrium in natriumchloride. In complexe zouten bestaat het anion of het kation uit meer dan een element. Een goed voorbeeld is het sulfaat-ion, dat afkomstig is van zwavelzuur. Magnesiumsulfaat dissocieert in waterige oplossing in zijn samenstellende ionen:

\({\displaystyle \mathrm {MgSO_{4}\ \longrightarrow \ Mg^{2+}\ +\ SO_{4}^{2-}} }\)

Hoewel zwavel in zouten als Na2S als sulfide-ion S2- kan voorkomen, treedt het in het sulfaat-ion in zijn hoogste oxidatietoestand (+VI) zuurvormend op. In deze hoge oxidatietoestanden komen atomen in het algemeen alleen omringd door bijvoorbeeld zuurstof in een complex ion voor.

Er zijn ook metalen die in hun hoogste oxidatietoestand zuurvormende oxiden vormen. Een goed voorbeeld is mangaan dat in zijn +VII-toestand permanganaten vormt zoals kaliumpermanganaat (KMnO4). In dit geval zit er dus een metaalatoom in het anion:

\({\displaystyle \mathrm {KMnO_{4}\ \longrightarrow \ K^{+}\ +\ MnO_{4}^{-}} }\)

Er zijn kationen die volledig uit niet-metalen bestaan zoals het guadinium-, ammonium- (NH4+) of het ureaat-ion ((NH3)2CO2+).


Elektrische geleiding

Het gehalte aan ionen in een waterige oplossing kan worden gemeten aan de elektrische geleidbaarheid. Omdat puur water, een moleculaire stof, geen elektrische stroom geleidt, draagt het water niet bij aan de geleiding. De positieve en negatieve ionen in de oplossing vormen een elektronenbrug, en het aantal ionen in de oplossing (de concentratie) is een maat voor de geleiding. Zouten op zichzelf geleiden alleen in een vloeibare aggregatietoestand, dit komt doordat de ionen zich dan vrij kunnen bewegen, als dit niet het geval is (in een vaste aggregatietoestand) treedt er dus ook geen elektrische geleiding op.


Zie ook





Bron


Staat van informatie: 19.11.2021 11:45:30 CET

Bron: Wikipedia (Auteurs [Geschiedenis])    Licentie van de tekst: CC-BY-SA-3.0. Auteurs en licenties van de afzonderlijke afbeeldingen en media zijn te vinden in het bijschrift of kunnen worden getoond door op de afbeelding te klikken.

Veranderingen: Ontwerp-elementen werden herschreven. Wikipedia-specifieke links (zoals "Redlink", "Edit-Links"), kaarten, navigatievakken werden verwijderd. Ook enkele sjablonen. Pictogrammen zijn vervangen door andere pictogrammen of verwijderd. Externe links hebben een extra icoon gekregen.

Belangrijke opmerking Aangezien de gegeven inhoud op het gegeven moment automatisch van Wikipedia werd overgenomen, was en is een handmatige controle niet mogelijk. Daarom geeft WikiFox.org geen garantie voor de juistheid en actualiteit van de inhoud. Mochten er intussen onjuistheden in de gegevens voorkomen of fouten in de weergave zijn gemaakt, dan verzoeken wij u contact met ons op te nemen: E-mail.
Zie ook: Afdruk & Privacy policy.