Związki nieorganiczne

Tlenki

Tlenek azotu(IV) NO₂

Dwutlenek azotu; czerwonobrunatny, silnie trujący gaz o charakterystycznym

zapachu. Jest paramagnetyczny, gdyż zawiera niesparowany elektron. NO₂ łatwo

oddaje swój niesparowany elektron tworząc kation nitrylowy, NO₂⁺. Jest on

izoelektronowy z CO₂ i ma budowę liniową. Tlenek azotu(IV) podczas ochładzania

poniżej temp. wrzenia 22,4^oC skrapla się na ciecz, która staje się coraz jaśniejsza,

w końcu bezbarwna i zestala się w temp. -10,2^oC, tworząc bezbarwne kryształy.

Zmiana barwy jest spowodowana reakcją dimeryzacji: 2NO₂ (brunatny) N₂O₄

(bezbarwny). W wyższej temp. równowaga tej reakcji przesuwa się w kierunku

powstawania NO₂; w temp. 27^oC 80% jest w postaci N₂O₄, w temp. 100^oC N₂O₄

stanowi 10%. Tlenek azotu (IV) w temp. 200^oC zaczyna się rozkładać na tlenek

azotu(II) i tlen: 2NO₂ 2NO + O₂. Jest silnym utleniaczem, podtrzymuje

palenie (np. potasu, fosforu, węgla, siarki). Dimer tlenku azotu(IV) - czterotlenek

dwuazotu jest bezwodnikiem kwasowym; z wodą tworzy kwasy azotowy(III) i

azotowy(V) N₂O₄ + H₂O HNO₂ + HNO₃, z zasadami - azotany(III) i azotany(V).

N₂O₄ w odróżnieniu od NO₂ jest diamagnetyczny. Otrzymywany przez utlenianie

tlenku azotu(II) w niezbyt wysokiej temp. 2NO + O₂ 2NO₂ (jest to metoda

przemysłowa; otrzymany NO₂ jest półproduktem do wytwarzania kwasu

azotowego), przez redukcję kwasu azotowego metalami, np.

Cu + 4HNO₃ Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂ oraz przez prażenie wysuszonych

azotanów metali ciężkich, np. Pb(NO₃)₂ PbO + NO₂ + 1/2O₂. Stosowany

jako środek nitrujący, utleniający, katalizator, utleniacz paliw rakietowych, itd.

Tlenek krzemu SiO₂

Dwutlenek krzemu, krzemionka; substancja stała występująca w trzech odmianach

polimorficznych: kwarc (układ heksagonalny, d=2,66), trydymit (układ heksagonalny,

d=2,30), krystobalit (układ regularny, d=2,27). Każda z tych odmian posiada odmianę

niskotemperaturową () i wysokotemperaturową (). Przemiany fazowe SiO₂

przebiegają w następujących temp.:

	870oC		1470oC
kwarc	<=>	trydymit	<=>	krystobalit
	573oC
kwarc	<=>	kwarc
	140oC
trydymit	<=>	trydymit
	240oC
krystobalit	<=>	krystobalit

Przejścia między odmianami i odpowiadającymi im odmianami przebiegają

bardzo szybko, natomiast pozostałe przemiany (pomiędzy odmianami ) - wolno.

Dzięki temu trydymit i krystobalit mogą istnieć w niskich temp. jako odmiany

metastabilne. Pod bardzo wysokimi ciśnieniami otrzymano inne odmiany

polimorficzne SiO₂: keatyt, coezyt i stiszofit. Kwarc i kwarc wykazują

aktywność optyczną, mają ponadto własności piezoelektryczne. Kryształy

kwarcu, trydymitu i krystobalitu są zbudowane z tetraedrów SiO₄ połączonych

w ten sposób, że każdy atom tlenu jest wspólny dla dwóch tetraedrów. W

krystobalicie atomy Si są rozmieszczone tak, że w środku odległości między

nimi znajdują się atomy tlenu. W kwarcu i trydymicie tetraedry SiO₄ tworzą

układ spiralny. Dwutlenek krzemu topi się w temp. 1710^oC. Nawet podczas

Dodanie mocnego kwasu, np. HCl do roztworu krzemianów litowców powoduje

powstanie produktów o trudnym do zdefiniowania składzie (kwasy krzemowe).

Są to początkowo zole, a następnie żele, w których na 1 cząsteczkę SiO₂ może

przypadać do 330 cząsteczek H₂O. Po usunięciu z roztworu resztek soli i

odwodnieniu do zawartości wody około 4%, otrzymuje się twardą, ziarnistą

substancję, która może pochłaniać wodę w sposób odwracalny (tzw. silikażel

lub żel krzemionkowy). Silikażel jest stosowany jako środek suszący, katalizator,

nośnik katalizatorów (np. V₂O₅). Dwutlenek krzemu wystepuje w przyrodzie w

dużych ilościach jako piasek. Jest końcowym produktem produktem bardzo

powolnego rozkładu krzemianów pod wpływem wody i dwutlenku węgla. Piasek

zawiera najczęściej różne zanieczyszczenia, prawie czystą krzemionką jest piasek

morski. W przyrodzie występują wszystkie trzy odmiany polimorficzne SiO₂ w

produkcji szkła, szkła wodnego, zaprawy murarskiej, cementu, wyrobów ceramicznych,

emalii, form odlewniczych i innych. Jest również surowcem do otrzymywania krzemu i

jego stopów. Kwarc jest stosowany do wyrobu pryzmatów i soczewek w przyrządach

optycznych. Piezoelektryczne własności kwarcu wykorzystuje się m.in. w radiotechnice.

Tlenek siarki(IV) SO₂

Dwutlenek siarki; jest bezbarwnym gazem o ostrym, duszącym zapachu, działa

drażniąco na drogi oddechowe. W temp. -10^oC ulega skropleniu na bezbarwną

ciecz, zestala się w temp. -72,5^oC tworząc białe kryształy. Temperatura krytyczna

wynosi 157,2^oC. Rozpuszcza się w wodzie (4 objętości w 10 objętościach H₂O w

temp. 20^oC), acetonie i kwasie octowym. Z roztworu wodnego w temp. 0^oC

krystalizuje hydrat SO₂*H₂O, trwały do temp. 12^oC. Cząsteczka SO₂ ma budowę

kątową; moment dipolowy wynosi 1,60D. Tlenek siarki(IV) jest tlenkiem

kwasowym, reaguje z wodą tworząc kwas siarkowy(IV): SO₂ + H₂O H₂SO₃.

Podczas rozpuszczania SO₂ w roztworach wodorotlenków litowców powstają

siarczany(IV) lub wodorosiarczany SO₂ + 2NaOH Na₂SO₃ + H₂O ,

SO₂ + NaOH NaHSO₃. Tlenek siarki(IV) posiada zarówno własności

redukujące jak i utleniające. W kwaśnym środowisku redukuje manganiany

do związków manganu(II), dwuchromiany do chromu(III), żelazo(III) do

żelaza(II). W stosunku do silnych czynników redukujących przejawia

własności utleniające, np. w reakcji z wilgotnym siarkowodorem

2H₂S + SO₂ 3S + 2H₂O. Tlen reaguje z SO₂ tworząc SO₃; na skalę

przymysłową ten proces jest stosowany do produkcji kwasu siarkowego.

Tlenek siarki(IV) skrapla się na bezbarwną ciecz nie przewodzącą prądu

elektrycznego, lecz rozpuszczone w nim elektrolity, np. NaCl, ulegają

dysocjacji elektrolitycznej, ponieważ przenikalność elektryczna ciekłego

SO₂ ma dość dużą wartość (13,2). Autodysocjacja ciekłego SO₂ przebiega

według równania 2SO₂ SO²⁺ + SO₃^2- . Na skalę techniczną tlenek siarki(IV)

jest otrzymywany przez prażenie pirytu (FeS₂) lub siarczków metali w obecności

powietrza; 4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂ , 2ZnS + 3O₂ 2ZnO + 2SO₂ oraz

przez spalanie siarki lub siarkowodoru S + O₂ SO₂ , 2H₂S + 3O₂ 2SO₂ + 2H₂O.

W laboratorium jest otrzymywany przez działanie stężonym kwasem siarkowym na

miedź Cu + H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ + H₂O , lub mocnym kwasem na siarczany(IV)

Na₂SO₃ + 2HClaq SO₂ + 2NaCl + H₂O. Największe ilości SO₂ są zużywane do

produkcji kwasu siarkowego, pozatym znajduje zastosowanie do wybielania

włókien, papieru, wełny i słomy, jako środek owadobójczy oraz jako

konserwant win i soków owocowych (symbol E 220).

Tlenek wapnia CaO

Wapno palone; biały, higroskopijny proszek, temp. topnienia 2576^oC, reaguje gwałtownie z wodą

CaO + H₂O Ca(OH)₂ z wydzieleniem dużych ilości ciepła. Technicznie na wielką skalę jest

otrzymywany przez prażenie kamienia wapiennego w temp. 900-1000^oC CaCO₃ CaO + CO₂ .

Stosowany do wyrobu zaprawy murarskiej (jej twardnienie polega m.in. na reakcji

Ca(OH)₂ + CO₂ CaCO₃ + H₂O ), cementu, w leśnictwie jako środek owadobójczy, do

wyrobu karbidu, w metalurgii jako dodatek szlakujący, w rolnictwie jako środek zmniejszający

zakwaszenie gleby, w cukrownictwie (defekacja), w garbarstwie do odwłosiania skór,

a także do oczyszczania gazów do zmydlania tłuszczów podczas produkcji

stearyny i do wyrobu farb wapiennych.

Tlenek węgla(IV) CO₂

Dwutlenek węgla w przygotowaniu.

Woda H₂O

Tlenek wodoru w przygotowaniu.

Wodorki

Amoniak NH₃

Azan; bezbarwny gaz o przenikliwym zapachu, temp. topnienia -77,7^oC, temp. wrzenia

-33,4^oC, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (1142dm³ NH₃ w 1dm³ H₂O w temp. 0^oC).

W temp. wrzenia moment dipolowy amoniaku wynosi 1,48 D, a przenikalność elektryczna 22.

W atmosferze powietrza lub tlenu amoniak spala się (temp. zapłonu 780^oC) żółtawym

płomieniem na azot i wodę. Podczas przepuszczania mieszaniny amoniaku z powietrzem

(lub tlenem) przez rozżarzoną siatkę platynową powstaje tlenek azotu NO i woda

otrzymywania kwasu azotowego). W podwyższonej temp. amoniak ma właściwości

redukujące. Redukuje m.in. tlenki niektórych metali do wolnych metali, np.:

3CuO + 2NH₃ 3Cu + 3H₂O + N₂ . Reaguje z kwasami tworząc sole amonowe

2NH₃aq + H₂CO₃ (NH₄)CO₃ . W roztworach wodnych amoniaku zachodzi

reakcja NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^- . Stała równowagi tej reakcji wynosi 1,8*10^-5,

zatem amoniak jest dość słabą zasadą. Skroplony jest cieczą zasocjowaną przez

wiązania wodorowe. W ciekłym NH₃ rozpuszcza się wiele związków; zarówno

nieorganicznych, jak i organicznych. Dobrze rozpuszczają się sole amonu oraz

azotany i jodki, natomiast fluorki, chlorki, tlenki i wodorotlenki metali są źle

rozpuszczalne. Sole ulegają w amoniaku dysocjacji elektrolitycznej. Litowce i

berylowce rozpuszczają się w aminiaku bez wydzielenia wodoru, tworząc roztwory

dobrze przewodzące prąd elektryczny, np. sód tworzy ciemnoniebieski roztwór

(brązowy przy większych stężeniach sodu), z którego po pewnym czasie w obecności

katalizatora wytrąca się amidek sodu i wydziela się wodór. Ze związków organicznych

w NH₃ rozpuszcają się tylko te, które zawierają w cząsteczkach atomy pierwiastków

silnie elektroujemnych, np.fenole, alkohole, estry, etery, amidy, związki nitrowe.

Nie rozpuszczają się natomiast węglowodory, benzen rozpuszcza się nieznacznie.

Zastępując w amoniaku atomy wodoru atomami metali otrzymuje się amidki, np.KNH₂,

imidki, np. BaNH, PbNH oraz azotki, np. Ca₃N₂. Znane są również pochodne

amoniaku zawierające atomy fluorowców, np. chloroamina NH₂Cl, trójjodek azotu NI₃.

Amoniak otrzymuje siępodczas bezposredniej syntezy z pierwiastków 3H₂ + N₂ 2NH₃ ,

a w laboratorium - działając NaOH na sole amonu. Amoniak jest stosowany do produkcji

kwasu azotowego, sody metodą Solvaya, soli amonowych (stosowanych często jako

nawozy sztuczne), mocznika, cyjanowodoru, włókien sztucznych oraz jako czynnik

chłodzący w urządzeniach chłodniczych.

Hydrazyna N₂H₄

Hydrazyna w przygotowaniu.

Siarkowodór H₂S

Suflan w przygotowaniu.

Wodorotlenki

Wodorotlenek potasu KOH

Potaż Żrący, Potaż Kaustyczny; w przygotowaniu.

Wodorotlenek sodu NaOH

Inne nazwy: soda kaustyczna, soda żrąca, zasada sodowa. Białe, higroskopijne ciało

stałe, temp. topnienia 328^oC, temp. wrzenia 1390^oC, dobrze rozpuszczalny w wodzie

(w temp.20^oC 109g w 100cm³,w temp.100^oC 342g w 100cm³) z wydzieleniem dużej

ilości ciepła; rozpuszczalny w alkoholu i glicerynie. Jest bardzo silną zasadą, pochłania

wilgoć i dwutlenek węgla z powietrza, rozpływa się i pokrywa kruchą skorupą węglanu sodu;

wodne roztwory wodorotlenku sodu nazywano ługiem sodowym. Otrzymywany jest przez

elektrolizę wodnych roztworów chlorku sodu głównie metodą elektorlizy przeponowej oraz

elektrolizy rtęciowej. Używana jest również metoda kaustyfikacji sody (na sodę kalcynowaną działa

się świeżym wapnem gaszonym ): Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ 2NaOH + CaCO₃. Stosowany do

wyrobu mydła, rafinacji ropy naftowej, produkcji celulozy, barwników, detergentów, w przemyśle

włókienniczym, do wyrobu szkła wodnego, regeneracji kauczuku, jako odczynnik laboratoryjny.

W postaci roztworu wodnego ( 10-30% ) jest składnikiem różnych płynów czyszczących i

wybielaczy (np.:Domestosu, Harpica, Cloroxu, i.t.p).

Wodorotlenek wapnia Ca(OH)₂

Wapno gaszone; biały proszek trudno rozpuszczalny w wodzie (w temp. 20^oC 0,126g w 100cm³).

Wodorotlenek wapnia jest mocną, a jednocześnie tanią zasadą; jego roztwór wodny jest nazywany

wodą wapienną. Zawiesina wodorotlenku wapnia w wodzie wapiennej nosi nazwę mleka wapiennego i

jest stosowana jako biała farba. Otrzymuje się go przez działanie określoną ilością wody na tlenek wapnia:

CaO + H₂O Ca(OH)₂ , reakcji tej towarzyszy wydzielanie sporych ilości ciepła (gaszenie wapna).

Wodorotlenek wapnia jest stosowany do wyrobu zaprawy murarskiej [powietrznej - tężejącej pod

wpływem dwutlenku węgla: Ca(OH)₂ + CO₂ CaCO₃ + H₂O ], w przemyśle garbarskim,

cukrowniczym, do zmiękczania wody; Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ 2CaCO₃ + 2H₂O

oraz do odzyskiwania amoniaku z roztworów chlorku amonu w prcesie prdukcji sody.

Kwasy

Kwas azotowy (V) HNO₃

Bezbarwna ciecz, temp. topnienia -41,1^oC, temp. wrzenia 84^oC, gęstość 1,52 g/cm³, silnie dymiąca

na wilgotnym powietrzu. Występuje w znikomych ilościach w powietrzu (synteza tlenku azotu NO

z pierwiastków podczas wyładowań elektrycznych), skąd przechodzi do gleby, tworząc azotany.

Miesza się z wodą we wszystkich stosunkach, tworzy hydraty HNO₃*H₂O (temp. topnienia -38^oC),

HNO₃*3H₂O (temp. topnienia -18,5^oC), z wodą tworzy azeotrop zawierający 69,2% HNO₃o temp.

(czynnikiem przyśpieszającym tą reakcję jest światło) 4HNO₃ 4NO₂ + 2H₂O + O₂ dzięki czemu

rozrwory kwasu azotowego mają zabarwienie żółte. Jest mocnym utleniaczem, substancje palne

(np. drewno, słoma, bibuła) zapalają się po zwilżeniu stęż.kwasem azotowym. Rozpuszcza

większość metali (z wyjątkiem metali szlachetnych np. Au, Pt) z wydzieleniem tlenków azotu.

Niektóre metale (np. Al, Cr, Fe) ulegają pasywacji w stężonym k.a. podczas gdy roztwarzają

się w rozcieńczonym. Kwas azotowy utlenia niektóre niemetale (siarkę do kwasu siarkowego,

fosfor do kwasu fosforowego). Zmieszany z kwasem siarkowym tworzy mieszaninę nitrującą,

stosowaną do nitrowania związków organicznych. Mieszanina k.a. z kwasem solnym (w stosunku 1:3)

nosi nazwę wody królewskiej. Woda królewska swą wyjątkową reaktywność zawdzięcza wolnemu

był otrzymywany przez działanie kwasem siarkowym na azotany, obecnie jest produkowany

metodą katalitycznego utleniania amoniaku (metoda Ostwalda). Tlenek azotu powstający w tej

reakcji utlenia się tlenem z powietrza 2NO + O₂ NO₂ a następnie rozpuszcza w wodzie

NO₂ + H₂O HNO₃ + HNO₂ . Stosowany do wyrobu nawozów sztucznych, jedwabiu sztucznego,

barwników, środków leczniczych, do nitrowania związków organicznych (m.in. przy produkcji

materałów wybuchowych), jako utleniacz w paliwach rakietowych.

Kwas solny HCl aq

Jest wodnym roztworem chlorowodoru. Inna nazwa: Kwas chlorowodorowy. Jest bardzo czynnym

chemicznie, mocnym kwasem. Nasycony w temperaturze 15^oC wodny roztwór kwasu solnego ma

stężenie 42,7% i gęstość 1,21g/cm³. W handlu znajduje się około 38% roztwór o gęstości 1,19g/cm³.

Rozpuszcza z wydzieleniem wodoru metale znajdujące się przed wodorem w szeregu napięciowym,

np. Mg + 2HClaq H₂ + MgCl₂ , oraz tlenki, wodorotlenki i węglany metali, twożąc chlorki.

Kwas chlorowodorowy znajduje się w soku żołądkowym (ok. 0,5%). Jest otrzymywany przez absorbcję

chlorowodoru w wodzie. Chlorowodór do produkcji kwasu solnego wytwarza się syntetycznie

z chloru i wodoru H₂ + Cl₂ 2HCl (temp. procesu około 700-900^oC), wykorzystuje się

gazy odpadowe z chlorowania związków organicznych, na przykład syntezy Chlorku Benzylu:

C₆H₆ + Cl₂ C₆H₆Cl + HCl lub otrzymuje się przez działanie stężonym kwasem siarkowym

na chlorek sodu H₂SO₄ + 2NaCl Na₂SO₄ + 2HCl (temp. procesu około 400-500^oC).

Stosowany w przemyśle metalurgicznym, włókienniczym, cukrowniczym, oraz do produkcji

mas plastycznych, barwników organicznych i innych. Znajduje równierz zastosowanie

w lecznictwie i jako jeden z podstawowych odczynników laboratoryjnych. Jest składnikiem

różnych środków czyszczących np. Cilitu (około 10% kwasu solnego) i innych.

Kwas siarkowy (VI) H₂SO₄

Kwas siarkowy jest bezbarwną, żrącą, oleistą cieczą; wrze w temp. 296^oC, topi się w temp. 10,36^oC. Jest

jednym z najważniejszych produktów stosowanych w przemyśle chemicznym i innych (jest najtańszym

mocnym kwasem), miesza się z wodą we wszystkich stosunkach. Stężony kwas siarkowy jest silnie

higroskopijny (dlatego jest stosowany jako środek suszący i odciągający wodę ), powoduje zwęglanie

substancji organicznych zawierających tlen i wodór. Stężony kwas s. działa utleniająco, zwłaszcza w

podwyższonej temp., rozpuszcza metale półszlachetne np. Cu, Ag, z wydzieleniem dwutlenku

siarki: Cu + 2H₂SO₄ CuSO₄ + 2H₂O + SO₂ . Kwas siarkowy jest bardzo mocnym

kwasem dwuprotonowym. Metale znajdujące się w szeregu napięciowym przed wodorem

rozpuszczają się w rozcieńczonym kwasie siarkowym z wydzieleniem wodoru. Jako kwas

trudno lotny k. siarkowy jest stosowany do wypierania kwasów lotniejszych np. HNO₃,

HCl, CH₃COOH z ich soli np. NaCl + H₂SO₄ HCl + NaHSO₄ . Tworzy sole: siarczany

i wodorosiarczany. SO₃ rozpuszcza się w kwasie s. tworząc oleum czyli dymiący kwas

siarkowy, w którym występują kwasy polisiarkowe np. kwas dwusiarkowy(VI) H₂S₂O₇.

Dawniej był otrzymywany metodą komorową (utlenianie SO₂ do SO₃ tlenkami azotu), obecnie

jest otrzymywany metodą kontaktową (utlenianie SO₂ do SO₃ tlenem z powietrza w obecności

platyny lub tlenku wanadu(V) jako katalizatora). Stosowany w zależności od stężenia do:

wyrobu rozpuszczalnych nawozów fosforowych, siarczanu amonu i innych nawozów sztucznych,

do oczyszczania (trawiania) powierzchni metali (np. żelaza w celu usunięcia rdzy przed

cynkowaniem, cynowaniem lub emaliowaniem), do suszenia gazów, produkcji papieru, rafinacji

tłuszczów i olejów, do oczyszczania nafty i wosku ziemnego, do wyrobu włókien sztucznych i

materiałów wybuchowych, otrzymywania innych chemikaliów, jako elektrolit w akumulatorach

do sulfowania i nitrowania związków organicznych, w garbarstwie, drożdżownictwie, gorzelnictwie,

farbiarstwie, itp. Postać handlowa: k.s. techniczny 76-78%, gęstość 1,7g/cm³, k.s. techniczny

stężony 94-96%, gęst.1,84g/cm³, k.s. czysty stężony 95,6-98,8%, gęst.1,84g/cm³,

Kwas fosforowy (V) H₃PO₄

Ortofosforowy(V) kwas, białe, krystaliczne ciało stałe, temp. topnienia 42,3^oC, dobrze rozpuszczalny w wodzie

(670g / 100g H₂O w temp. 25^oC). Jest kwasem trójprotonowym o średniej mocy (K₁=1.1*10^-2, K₂=1.2*10^-7, K₃=1.8*10^-12),

tworzy trzy szeregi soli np. NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, Na₃PO₄. W temp. pokojowej jest substancją trwałą, nie ma własności

utleniających, podczas odwadniania ulega kondensacji tworząc kwasy polifosforowe. Jest otrzymywany w wyniku:

1)działania rozc. kwasem siarkowym na fosforan(V) wapnia (ew. apatyt lub zmielone kości)

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ 3CaSO₄ + 2H₃PO₄ , 2)działania wodą na tlenek fosforu(V) : P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

3)przez utlenianie fosforu czerwonego średnio stężonym kwasem azotowym:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O 3H₃PO₄ + 5NO. W handlu są syropowate 85-90% roztwory kwasu fosforowego.

Stosowany głównie do wyrobu nawozów sztucznych (superfosfat podwójny), do wyrobu fosforanów,

w przemyśle spożywczym (jako dodatek do napojów gazowanych [antyutleniacz] - symbol E 338),

do wytwarzania fosforanowych powłok ochronnych na metalach, do wytwarzania wielu środków

farmaceutycznych. Kwas fosforowy jest również używany do oczyszczania soków w cukrownictwie,

jako płyn do lutowania, w stomatologii, do wyrobu kitów porcelanowych,

w lecznictwie i laboratoriach analitycznych.

Kwas borowy H₃BO₃

Ortoborowy Kwas w przygotowaniu.

Kwas chlorowy (V) HClO₃

Kwas chlorowy w przygotowaniu.

Kwas chlorowy (VII) HClO₄

Kwas nadchlorowy w przygotowaniu.

Azotany (V)

Azotan (V) baru Ba(NO₃)₂

Azotan baru w przygotowaniu.

Azotan (V) potasu KNO₃

Saletra Indyjska, Saletra Potasowa; biała krystaliczna substancja, temp. topnienia 339^oC,

w wyższej następuje rozkład 2KNO₃ 2KNO₂ + O₂ rozpuszczalny w wodzie (w temp. 20^oC 31,6 g/100 cm³,

w temp. 100^oC 246 g/100 cm³). Otrzymywany w reakcji wymiany między chlorkiem potasu i azotanem sodu

KCl + NaNO₃ KNO₃ + NaCl . Występuje w przyrodzie przeważnie w tych samych miejscach co saletra

chilijska. Dawniej wydobywano ją w znacznych ilościach w Indiach. Stosowana jako nawóz sztuczny,

do wyrobu prochu strzelniczego, do otrzymywania azotanu (III) potasu (potrzebnego do wyrobu

barwników azowych), do konserwowania mięsa (dodatek o symbolu E 252) itd.

Azotan (V) sodu NaNO₃

Saletra Chilijska; w przygotowaniu.

Stosowany jako konserwant żywności - symbol E 251.

Azotan (V) wapnia Ca(NO₃)₂

Saletra norweska w przygotowaniu.

Borany

Tetraboran sodu Na₂B₄O₇

Boraks w przygotowaniu.

Bromki

Bromek potasu KBr

Bromek potasu w przygotowaniu.

Chlorany (V)

Chloran (V) potasu KClO₃

Chloran potasu w przygotowaniu.

Chlorany (VII)

Chloran (VII) potasu KClO₄

Nadchloran potasu w przygotowaniu.

Chlorki

Chlorek amonu NH₄Cl

Salmiak w przygotowaniu.

Chlorek baru BaCl₂

Chlorek baru w przygotowaniu.

Chlorek fosforu (V) PCl₅

Chlorek fosforu w przygotowaniu.

Chlorek glinu AlCl₃

Chlorek glinu w przygotowaniu.

Chlorek magnezu MgCl₂

Chlorek magnezu w przygotowaniu.

Chlorek potasu KCl

Chlorek potasu w przygotowaniu.

Chlorek rtęci (II) HgCl₂

Chlorek rtęci w przygotowaniu.

Chlorek sodu NaCl

Sól kuchenna; bezbarwna substancja krystaliczna, temp.topnienia 801^oC, temp.wrzenia 1413^oC,

w stanie czystym nie jest higroskopijny, jego rozpuszczalność w wodzie (w temp.20^oC 35,8g w 100cm³)

w bardzo niewielkim stopniu zależy od temperatury. Występuje w wodzie morskiej (ok.2,7%),

w postaci dość rozpowszechnionych złóż soli kamiennej (halitu) np. w Polsce, Argentynie,

Chinach, byłym ZSRR. Sól kamienną wydobywa się zwykłymi metodami górniczymi i po zmieleniu

oraz przesianiu stosuje się ją do celów przemysłowych lub wypłukuje ze złoża otrzymując solankę.

Solankę oczyszcza się dodając wapna, wodorotlenku i węglanu sodu, a następnie odparowuje.

Sól z wody morskiej otrzymuje się przez odparowanie z wykorzystaniem energii słonecznej.

Z Chlorku sodu otrzymuje się metaliczny sód, węglan sodu, wodorotlenek sodu, kwas solny i

chlor. Stosowany do celów spożywczych i jako środek konserwujący, w przemyśle barwnikarskim

i garbarskim oraz do wysalania związków organicznych. Chlorek sodu zmieszany z lodem jest

stosowany jako mieszanina oziębiająca (do temp. -21^oC). W lecznictwie jest używany

fizjologiczny roztwór soli - 0,9% roztwór NaCl, izotoniczny z płynami ustrojowymi.

Chlorek srebra AgCl

Chlorek srebra w przygotowaniu.

Chlorek żelaza (II) FeCl₂

Chlorek żelazawy w przygotowaniu.

Chlorek żelaza (III) FeCl₃

Chlorek żelazowy w przygotowaniu.

Chromiany (VI)

Chromian potasu K₂CrO₄

Chromian Potasu w przygotowaniu.

Dwuchromian potasu K₂Cr₂O₇

Dwuchromian Potasu w przygotowaniu.

Cyjanki

Cyjanek potasu KCN

Cyjanek potasu w przygotowaniu.

Fosforany (V)

Fosforan (V) sodu Na₃PO₄

Fosforan sodu w przygotowaniu.

Krzemiany

Metakrzemian sodu Na₂SiO₃

Szkło wodne; w przygotowaniu.

Manganiany (VII)

Manganian (VII) potasu KMnO₄

Nadmanganian Potasu w przygotowaniu.

Siarczany (IV)

Siarczan (IV) sodu Na₂SO₃

Siarczyn sodu w przygotowaniu.

Siarczany (VI)

Siarczan (VI) baru BaSO₄

Biel barowa; bezbarwna substancja krystaliczna lub śnieżnobiały proszek (zależy od stopnia

rozdrobnienia). Topi się w temp. 1580^oC, jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, nie trujący

(w odróżnieniu od innych związków baru), odporny na działanie siarkowodoru, czynników

atmosferycznych i chemicznych, rozpuszcza się w stężonym kwasie siarkowym. Występuje w

przyrodzie jeko minerał baryt (szpat cziężki). Do celów technicznych otrzymywany przez

mielenie naturalnego minerału barytu na sucho lub mokro albo z chlorku baru przez działanie

siarczanem (VI) sodu: BaCl₂ + Na₂SO₄ BaSO₄ + 2NaCl . Stosowany jako pigment do

produkcji farb, środek obciążający w produkcji papieru (papier fotograficzny), wypełniacz

kauczuku i tworzyw sztucznych, w lecznictwie jako substancja kontrastowa w

prześwietleniach przewodu pokarmowego oraz w kosmetyce do wyrobu pudrów.

Siarczan (IV) glinu Al₂(SO₄)3

Siarczan glinu w przygotowaniu.

Siarczan (VI) magnezu MgSO₄

Epsomit, sól angielska, sól gorzka; bezbarwne kryształy, rozp. w wodzie (w temp. 20^oC: 36,2g/100cm³);

tworzy wiele hydratów z których najważniejsze występują w przyrodzie: MgSO₄*H₂O (kizeryt) i MgSO₄*7H₂O

oraz wiele soli podwójnych z siarczanami i chlorkami litowców; np. kainit KCl*MgSO₄*3H₂O i szenit

K₂SO₄*MgSO₄*6H₂O . Występuje w wodzie morskiej i w wielu wodach mineralnych. Otrzymywany

przez działanie kwasem siarkowym na tlenek lub węglan magnezu. Stosowany w lecznictwie, garbarstwie,

hutnictwie, jako zaprawa w przemyśle farbiarskim, do obciążania bawełny, jedwabiu, papieru.

Siarczan (VI) miedzi (II) CuSO₄

Biała substancja stała, silnie higroskopijna, temp. topnienia 200^oC, w temp. 650^oC rozkłada się

przechodząc w tlenek miedzi(II) CuO. Najbardziej znany jest w postaci 5* hydratu CuSO₄*5H₂O

(koperwas, siny kamień, chalkantyt) jako niebieskie, krystaliczne ciało stałe rozpuszczalne w

wodzie i w metanolu. Otrzymywany przez rozpuszczenie miedzi w kwasie siarkowym

Cu + 2H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O . Stosowany w galwanoplastyce, teletechnice,

farbiarstwie, jako substancja owadobójcza, do zwalczania chwastów, do wyrobu farb

nieorganicznych, do barwienia mosiądzu na brązowo, wyrobów

cynkowych, na brunatno, miedzi na czarno.

Siarczan (IV) glinu K₂SO₄

Siarczan potasu w przygotowaniu.

Siarczan (VI) sodu Na₂SO₄

Białe ciało stałe, temp. topnienia 884^oC. Dość dobrze rozpuszczalny w wodzie

(48,8g/100cm³ w temp. 40^oC), tworzy hydraty: Na₂SO₄*7H₂O i Na₂SO₄*10H₂O (sól galuberska).

Sól glauberska jest bezbarwnym ciałem stałym, rozp. w glicerynie, nierozpuszczalnym w alkoholu;

topi się we własnej wodzie krystalizacyjnej w temp. 32,4^oC; otrzymywana przez krystalizację Na₂SO₄

w temp. niższej niż 32,4^oC. Siarczan sodu jest otrzymywany przez działanie kwasem siakowym na

chlorek sodu w temp. 800^oC 2NaCl + H₂SO₄ Na₂SO₄ + 2HCl Występuje w przyrodzie jako minerał

tenardyt na wybrzeżach Morza Kaspijskkiego, w Kanadzie, w USA - w pokładach, które nadają się do

eksploatacji. Znajduje zastosowanie w przemyśle szklarskim, papierniczym i tekstylnym.

Tiosiarczany

Tiosiarczan sodu Na₂S₂O₃

Tiosiarczan sodu w przygotowaniu.

Węglany

Węglan magnezu MgCO₃

Węglan magnezu w przygotowaniu.

Węglan sodu Na₂CO₃

Inne nazwy: soda, soda amoniakalna, soda kalcynowana. Węgaln sodu jest białym, krystalicznym,

higroskopijnym proszkiem, topiącym się w temp. 853^oC. Jest rozpuszczalny w wodzie (w temp. 0^oC 7,1g

w 100cm³ , w temp. 100^oC 45,5g w 100cm³), tworzy hydraty, z których najwarzniejszy jest Na₂CO₃ * 10H₂O

(tzw. soda krystaliczna), roztwory wodne wskutek hydrolizy mają odczyn silnie alkaliczny. W przyrodzie

występuje w jeziorach sodowych (np. Owens Lake w Kalifornii, Magadi w Afryce Wschodniej) oraz w

popiołach roślin morskich. Węglan sodu jest otrzymywany przemysłowo metodą amoniakalną Solvaya:

Roztwór wodny chlorku sodu (solankę) nasyca się amoniakiem, a następnie dwtlenkiem węgla:

NaCl + H₂O + NH₃ + CO₂ NaHCO₃ + NH₄Cl. Z roztworu strąca się słabo rozpuszczalny

wodorowęglan sodu, który następnie jest poddawany prażeniu: 2NaHCO₃ Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O.

Powstający CO₂ kieruje się z powrotem do procesu, amoniak odzyskuje się działając na roztwór

chlorku amonu mlekiem wapiennym: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃ .

Zastosowanie: do produkcji saletry sodowej, szkła, celulozy, papieru, mydła, środków piorących,

w hutnictwie żelaza do odsiarczania oraz do zmiękczania wody. Zobacz również Sodę oczyszczoną.

Jest dodawany do żywności jako regulator kwasowości - symbol E 500a.

Węglan wapnia CaCO₃

Kreda, Marmur; w przygotowaniu.

Jest dodawany do past do zębów (pełni w nich rolę szorującą) - symbol E 170.

Wodorowęglany

Wodorowęglan sodu NaHCO₃

Soda oczyszczona, soda do pieczenia, bikarbonat, kwaśny węglan sodu; w przygotowaniu.

Jest dodawany do żywności jako regulator kwasowości - symbol E 500b.

Sole złożone

Heksacyjanożelazian (II) potasu K₄[Fe(CN)₆]

Żelazocyjanek potasu w przygotowaniu.

Heksacyjanożelazian (III) potasu K₃[Fe(CN)₆]

Żelazicyjanek potasu w przygotowaniu.

Talk Mg₃[(OH)₂Si₄O₁₀]

Stosowany jako wypełniacz wyrobów lakierowych oraz jako środek matujący.

Jest składnikiem farb podkładowych oraz szpachlówek jako czynnik poprawiający

przyczepność. W przemyśle gumowym stosowany do pudrowania mieszanek gumowych

oraz półfabrykatów tkaninowo-gumowych, w celu zabezpieczenia ich powierzchni

przed zlepianiem się podczas składowania. Jako wypełniacz stosowany do mieszanek

przeznaczonych do produkcji kabli elektrycznych, gumy kwasoodpornej, zabawek,

powlekania tkanin i artykułów gumowych stykających się z żywnością i lekarstwami.

Występuje jako minerał steatyt, twardość w skali Mohsa=1.