Redenen – complexe stoffen die bestaan ​​uit een metaalkation Me+ (of een metaalachtig kation, bijvoorbeeld ammoniumion NH4+) en een hydroxideanion OH-.

Op basis van hun oplosbaarheid in water worden basen onderverdeeld in oplosbaar (alkaliën) En onoplosbare basen . Er is ook onstabiele fundamenten, die spontaan ontleden.

Gronden krijgen

1. Interactie van basische oxiden met water. In dit geval alleen die oxiden die overeenkomen met oplosbare basis(alkali). Die. op deze manier kun je alleen maar krijgen alkaliën:

basisch oxide + water = basis

Bijvoorbeeld , natriumoxide vormt zich in water natriumhydroxide(natriumhydroxide):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Tegelijkertijd ongeveer koper(II)oxide Met water reageert niet:

CuO + H2O ≠

2. Interactie van metalen met water. Waarin reageren met wateronder normale omstandighedenalleen alkalimetalen(lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium), calcium, strontium en barium.In dit geval vindt er een redoxreactie plaats, waarbij waterstof het oxidatiemiddel is en het metaal het reductiemiddel.

metaal + water = alkali + waterstof

Bijvoorbeeld, potassium reageert met water zeer stormachtig:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektrolyse van oplossingen van bepaalde zouten alkalimetalen . Om alkaliën te verkrijgen, wordt in de regel elektrolyse uitgevoerd oplossingen van zouten gevormd door alkali- of aardalkalimetalen en zuurstofvrije zuren (behalve fluorwaterstofzuur) - chloriden, bromiden, sulfiden, enz. Deze kwestie wordt in meer detail besproken in het artikel .

Bijvoorbeeld , elektrolyse van natriumchloride:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Basen worden gevormd door de interactie van andere alkaliën met zouten. In dit geval hebben alleen oplosbare stoffen een wisselwerking en moet er een onoplosbaar zout of een onoplosbare base in de producten worden gevormd:

of

alkali + zout 1 = zout 2 ↓ + alkali

Bijvoorbeeld: Kaliumcarbonaat reageert in oplossing met calciumhydroxide:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Bijvoorbeeld: Koper(II)chloride reageert in oplossing met natriumhydroxide. In dit geval valt het uit blauw koper(II)hydroxideneerslag:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Chemische eigenschappen van onoplosbare basen

1. Onoplosbare basen reageren met sterke zuren en hun oxiden (en enkele middelmatige zuren). In dit geval, zout en water.

onoplosbare base + zuur = zout + water

onoplosbare base + zuuroxide = zout + water

Bijvoorbeeld ,koper(II)hydroxide reageert met sterk zoutzuur:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

In dit geval heeft koper(II)hydroxide geen interactie met het zuuroxide zwak koolzuur - kooldioxide:

Cu(OH)2 + CO2 ≠

2. Onoplosbare basen ontleden bij verhitting tot oxide en water.

Bijvoorbeeld, IJzer(III)hydroxide valt bij verhitting uiteen in ijzer(III)oxide en water:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Onoplosbare basen reageren nietmet amfotere oxiden en hydroxiden.

onoplosbare base + amfoteeroxide ≠

onoplosbare base + amfoteer hydroxide ≠

4. Sommige onoplosbare basen kunnen fungeren alsreductiemiddelen. Reductiemiddelen zijn basen gevormd door metalen met minimum of tussenliggende oxidatietoestand, die hun oxidatietoestand kunnen verhogen (ijzer (II) hydroxide, chroom (II) hydroxide, enz.).

Bijvoorbeeld , IJzer(II)hydroxide kan met atmosferische zuurstof in aanwezigheid van water worden geoxideerd tot ijzer(III)hydroxide:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Chemische eigenschappen van alkaliën

1. Alkaliën reageren met elk zuren - zowel sterk als zwak . In dit geval worden gemiddeld zout en water gevormd. Deze reacties worden genoemd neutralisatie reacties. Ook onderwijs is mogelijk zuur zout, als het zuur polybasisch is, bij een bepaalde verhouding van reagentia, of in overtollig zuur. IN overtollige alkali medium zout en water worden gevormd:

alkali (overmaat) + zuur = medium zout + water

alkali + meerbasisch zuur (overmaat) = zuur zout + water

Bijvoorbeeld , Natriumhydroxide kan bij interactie met tribasisch fosforzuur 3 soorten zouten vormen: diwaterstoffosfaten, fosfaten of hydrofosfaten.

In dit geval worden diwaterstoffosfaten gevormd in een overmaat aan zuur, of wanneer de molaire verhouding (verhouding van de hoeveelheden stoffen) van de reagentia 1:1 is.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Wanneer de molaire verhouding van alkali en zuur 2:1 is, worden hydrofosfaten gevormd:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

In een overmaat aan alkali, of met een molaire verhouding alkali tot zuur van 3:1, wordt alkalimetaalfosfaat gevormd.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alkaliën reageren metamfotere oxiden en hydroxiden. Waarin In de smelt worden gewone zouten gevormd , A in oplossing - complexe zouten .

alkali (smelt) + amfoteeroxide = medium zout + water

alkali (smelt) + amfoteer hydroxide = medium zout + water

alkali (oplossing) + amfoteeroxide = complex zout

alkali (oplossing) + amfoteer hydroxide = complex zout

Bijvoorbeeld , wanneer aluminiumhydroxide reageert met natriumhydroxide in de smelt natriumaluminaat wordt gevormd. Een zuurder hydroxide vormt een zuur residu:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

A in oplossing er ontstaat een complex zout:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Let op hoe de complexe zoutformule is samengesteld:eerst selecteren we het centrale atoom (toIn de regel is het een amfoteer hydroxidemetaal).Dan voegen wij er iets aan toe liganden- in ons geval zijn dit hydroxide-ionen. Het aantal liganden is gewoonlijk twee keer groter dan de oxidatietoestand van het centrale atoom. Maar het aluminiumcomplex is een uitzondering; het aantal liganden is meestal 4. We plaatsen het resulterende fragment tussen vierkante haken - dit is een complex ion. We bepalen de lading en schrijven aan de buitenkant benodigde hoeveelheid kationen of anionen.

3. Alkaliën interageren met zure oxiden. Tegelijkertijd is onderwijs mogelijk zuur of middelmatig zout, afhankelijk van de molaire verhouding van alkali- en zuuroxide. Bij een overmaat aan alkali wordt een middelmatig zout gevormd, en bij een overmaat van een zuur oxide wordt een zuur zout gevormd:

alkali (overmaat) + zuuroxide = medium zout + water

of:

alkali + zuuroxide (overmaat) = zuur zout

Bijvoorbeeld , bij interactie overtollig natriumhydroxide Met kooldioxide worden natriumcarbonaat en water gevormd:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

En bij interactie overmaat kooldioxide bij natriumhydroxide wordt alleen natriumbicarbonaat gevormd:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkaliën interageren met zouten. Alkaliën reageren alleen met oplosbare zouten in oplossing, op voorwaarde dat Er vormt zich gas of sediment in het voedsel . Dergelijke reacties verlopen volgens het mechanisme ionenuitwisseling.

alkali + oplosbaar zout = zout + overeenkomstig hydroxide

Alkaliën reageren met oplossingen van metaalzouten, die overeenkomen met onoplosbare of onstabiele hydroxiden.

Bijvoorbeeld, natriumhydroxide reageert met kopersulfaat in oplossing:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Ook alkaliën reageren met oplossingen van ammoniumzouten.

Bijvoorbeeld , Kaliumhydroxide reageert met ammoniumnitraatoplossing:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Wanneer zouten van amfotere metalen interageren met overtollige alkali, wordt een complex zout gevormd!

Laten we dit probleem in meer detail bekijken. Als het zout wordt gevormd door het metaal waarmee het overeenkomt amfoteer hydroxide , interageert met een kleine hoeveelheid alkali, waarna de gebruikelijke uitwisselingsreactie plaatsvindt en er een neerslag ontstaathydroxide van dit metaal .

Bijvoorbeeld , overtollig zinksulfaat reageert in oplossing met kaliumhydroxide:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Bij deze reactie wordt echter geen base gevormd, maar mfoterische hydroxide. En zoals we hierboven al hebben aangegeven, amfotere hydroxiden lossen op in overmaat alkaliën om complexe zouten te vormen . T Dus wanneer zinksulfaat reageert met overtollige alkalische oplossing er wordt een complex zout gevormd, er vormt zich geen neerslag:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

We verkrijgen dus 2 schema's voor de interactie van metaalzouten, die overeenkomen met amfotere hydroxiden, met alkaliën:

amfoteer metaalzout (overmaat) + alkali = amfoteer hydroxide↓ + zout

amph.metaalzout + alkali (overmaat) = complex zout + zout

5. Alkaliën interageren met zure zouten.In dit geval worden middelmatige zouten of minder zure zouten gevormd.

zuur zout + alkali = medium zout + water

Bijvoorbeeld , Kaliumhydrosulfiet reageert met kaliumhydroxide en vormt kaliumsulfiet en water:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Het is erg handig om de eigenschappen van zure zouten te bepalen door het zure zout mentaal in 2 stoffen te breken: zuur en zout. We breken bijvoorbeeld natriumbicarbonaat NaHCO 3 in uolzuur H 2 CO 3 en natriumcarbonaat Na 2 CO 3. De eigenschappen van bicarbonaat worden grotendeels bepaald door de eigenschappen van koolzuur en de eigenschappen van natriumcarbonaat.

6. Alkaliën reageren met metalen in oplossing en smelten. In dit geval vindt er een oxidatie-reductiereactie plaats, die zich in de oplossing vormt complex zout En waterstof, in de smelt - middelmatig zout En waterstof.

Opmerking! Alleen die metalen waarvan het oxide met de minimale positieve oxidatietoestand van het metaal amfoteer is, reageren met alkaliën in oplossing!

Bijvoorbeeld , ijzer reageert niet met alkalische oplossingen, ijzer(II)oxide is basisch. A aluminium lost op in een waterige alkalioplossing, aluminiumoxide is amfoteer:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkaliën hebben een wisselwerking met niet-metalen. In dit geval treden redoxreacties op. Gebruikelijk, niet-metalen zijn onevenredig in alkaliën. Ze reageren niet met alkaliën zuurstof, waterstof, stikstof, koolstof en inerte gassen (helium, neon, argon, enz.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH+C ≠

Zwavel, chloor, broom, jodium, fosfor en andere niet-metalen onevenredig in alkaliën (dat wil zeggen, ze oxideren zichzelf en herstellen zichzelf).

Chloor bijvoorbeeldbij interactie met koude loog gaat in oxidatietoestanden -1 en +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Chloor bij interactie met hete loog gaat in oxidatietoestanden -1 en +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Silicium geoxideerd door alkaliën tot oxidatietoestand +4.

Bijvoorbeeld, in oplossing:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oxideert alkaliën:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Meer over deze reacties leest u in het artikel.

8. Alkaliën ontleden niet bij verhitting.

De uitzondering is lithiumhydroxide:

2LiOH = Li2O + H2O

Chemische eigenschappen van zouten

Zouten moeten worden beschouwd als het product van de reactie van een zuur en een base. Als gevolg hiervan kan het volgende ontstaan:

1. normaal (gemiddeld) - worden gevormd wanneer de hoeveelheid zuur en base voldoende is voor volledige interactie. Namen van normale zouten Ze bestaan ​​uit twee delen. Eerst wordt het anion (zuurresidu) genoemd, daarna het kation.
2. zuur - worden gevormd als er een overmaat aan zuur en een onvoldoende hoeveelheid alkali is, omdat er in dit geval niet genoeg metaalkationen zijn om alle waterstofkationen in het zuurmolecuul te vervangen. Waterstof zie je altijd terug in de zure resten van dit soort zout. Zure zouten worden alleen gevormd door meerbasische zuren en vertonen de eigenschappen van zowel zouten als zuren. In de namen van zure zouten er wordt een voorvoegsel geplaatst hydro- naar het anion.
3. basische zouten - worden gevormd als er een overmaat aan base en een onvoldoende hoeveelheid zuur is, omdat in dit geval de anionen van de zure resten niet voldoende zijn om de in de base aanwezige hydroxylgroepen volledig te vervangen. de belangrijkste zouten in de kationen bevatten hydroxogroepen. Basische zouten zijn mogelijk voor polyzuurbasen, maar niet voor enkelzuurbasen. Sommige basische zouten kunnen zelfstandig ontleden, waarbij water vrijkomt en oxozouten worden gevormd die de eigenschappen van basische zouten hebben. Naam van de belangrijkste zouten is als volgt opgebouwd: aan het anion wordt een voorvoegsel toegevoegd hydroxo-.

Typische reacties van normale zouten

• Ze reageren goed met metalen. Tegelijkertijd verdringen actievere metalen de minder actieve metalen uit oplossingen van hun zouten.
• Met zuren, logen en andere zouten verlopen de reacties volledig, op voorwaarde dat er een neerslag, gas of slecht dissocieerbare verbindingen ontstaan.
• Bij de reacties van zouten met alkaliën worden stoffen zoals nikkel (II) hydroxide Ni (OH) 2 gevormd - een neerslag; ammoniak NH 3 – gas; water H 2 O is een zwakke elektrolyt, een slecht gedissocieerde verbinding:
• Zouten reageren met elkaar als er een neerslag ontstaat of als er een stabielere verbinding ontstaat.
• Veel normale zouten ontleden bij verhitting en vormen twee oxiden: zuur en basisch.
• Nitraten ontleden op een andere manier dan andere normale zouten. Bij verhitting laten nitraten van alkali- en aardalkalimetalen zuurstof vrij en veranderen ze in nitrieten:
• Nitraten van bijna alle andere metalen ontleden tot oxiden:
• Nitraten van sommige zware metalen (zilver, kwik, enz.) ontleden bij verhitting tot metalen:

Typische reacties van zure zouten

• Ze nemen deel aan alle reacties waar zuren aan deelnemen. Ze reageren met alkaliën; als het zure zout en de alkali hetzelfde metaal bevatten, ontstaat er een normaal zout.
• Als de alkali een ander metaal bevat, worden dubbelzouten gevormd.

Typische reacties van basische zouten

• Deze zouten ondergaan dezelfde reacties als basen. Ze reageren met zuren; als het basische zout en het zuur hetzelfde zure residu bevatten, is het resultaat een normaal zout.
• Als het zuur nog een zuurresidu bevat, worden dubbelzouten gevormd.

Complexe zouten- een verbinding waarvan de kristalroosterplaatsen complexe ionen bevatten.

De moderne chemische wetenschap vertegenwoordigt veel verschillende takken, en elk ervan heeft, naast zijn theoretische basis, een grote toegepaste en praktische betekenis. Wat je ook aanraakt, alles om je heen is een chemisch product. De hoofdsecties zijn anorganische en organische chemie. Laten we eens kijken welke hoofdklassen stoffen als anorganisch worden geclassificeerd en welke eigenschappen ze hebben.

Hoofdcategorieën van anorganische verbindingen

Deze omvatten het volgende:

1. Oxiden.
2. Zout.
3. Gronden.
4. Zuren.

Elk van de klassen wordt vertegenwoordigd door een grote verscheidenheid aan verbindingen van anorganische aard en is belangrijk in vrijwel elke structuur van menselijke economische en industriële activiteit. Alle belangrijke eigenschappen die kenmerkend zijn voor deze verbindingen, hun voorkomen in de natuur en hun bereiding worden bestudeerd schoolcursus Scheikunde is verplicht in groep 8 t/m 11.

Bestaat algemene tabel oxiden, zouten, basen, zuren, waarin voorbeelden worden gegeven van elke stof en hun aggregatietoestand, die in de natuur voorkomt. Interacties die chemische eigenschappen beschrijven worden ook getoond. We zullen echter elk van de klassen afzonderlijk en in meer detail bekijken.

Groep verbindingen - oxiden

4. Reacties waardoor elementen CO veranderen

Ik + n O + C = Ik 0 + CO

1. Reagens water: vorming van zuren (uitzondering SiO 2)

CO + water = zuur

2. Reacties met basen:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reacties met basische oxiden: zoutvorming

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. ALG-reacties:

CO2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ze vertonen dubbele eigenschappen en werken samen volgens het principe van de zuur-base-methode (met zuren, alkaliën, basische oxiden, zuuroxiden). Ze hebben geen interactie met water.

1. Bij zuren: vorming van zouten en water

AO + zuur = zout + H 2 O

2. Met basen (alkaliën): vorming van hydroxocomplexen

Al 2 O 3 + LiOH + water = Li

3. Reacties met zuuroxiden: verkrijgen van zouten

FeO + SO2 = FeSO3

4. Reacties met OO: vorming van zouten, fusie

MnO + Rb 2 O = dubbelzout Rb 2 MnO 2

5. Fusiereacties met alkaliën en alkalimetaalcarbonaten: vorming van zouten

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Ze vormen geen zuren of alkaliën. Ze vertonen zeer specifieke eigenschappen.

Elk hoger oxide, gevormd door een metaal of een niet-metaal, geeft, wanneer opgelost in water, een sterk zuur of alkali.

Organische en anorganische zuren

In de klassieke zin (gebaseerd op de posities van ED - elektrolytische dissociatie - Svante Arrhenius) zijn zuren verbindingen die in een waterig milieu dissociëren in kationen H + en anionen van zuurresten An -. Tegenwoordig zijn zuren echter ook uitgebreid onderzocht in watervrije omstandigheden, dus er zijn veel verschillende theorieën over hydroxiden.

Empirische formules van oxiden, basen, zuren en zouten bestaan ​​alleen uit symbolen, elementen en indices die hun hoeveelheid in de stof aangeven. Anorganische zuren worden bijvoorbeeld uitgedrukt met de formule H + zuurresidu n-. Organische stoffen hebben een andere theoretische representatie. Naast de empirische kun je er een volledige en verkorte structuurformule voor opschrijven, die niet alleen de samenstelling en hoeveelheid van het molecuul weerspiegelt, maar ook de volgorde van de atomen, hun verbinding met elkaar en de belangrijkste functionele groep voor carbonzuren -COOH.

In anorganische stoffen zijn alle zuren verdeeld in twee groepen:

• zuurstofvrij - HBr, HCN, HCL en andere;
• zuurstofhoudend (oxozuren) - HClO 3 en alles waar zuurstof in zit.

Anorganische zuren worden ook geclassificeerd op basis van stabiliteit (stabiel of stabiel - alles behalve koolzuur en zwavelhoudend, onstabiel of onstabiel - koolzuur en zwavelhoudend). In termen van sterkte kunnen zuren sterk zijn: zwavelzuur, zoutzuur, salpeterzuur, perchloorzuur en andere, maar ook zwak: waterstofsulfide, hypochloorzuur en andere.

De organische chemie biedt niet dezelfde variëteit. Zuren die organisch van aard zijn, worden geclassificeerd als carbonzuren. Hun algemeen kenmerk- aanwezigheid van de functionele groep -COOH. Bijvoorbeeld HCOOH (mierenzuur), CH 3 COOH (azijnzuur), C 17 H 35 COOH (stearinezuur) en andere.

Er zijn een aantal zuren die vooral zorgvuldig worden benadrukt bij het overwegen van dit onderwerp in een scheikundecursus op school.

1. Solyanaya.
2. Stikstof.
3. Orthofosforzuur.
4. Hydrobroom.
5. Steenkool.
6. Waterstofjodide.
7. Zwavelzuur.
8. Azijn of ethaan.
9. Butaan of olie.
10. Benzoë.

Deze 10 zuren in de scheikunde zijn fundamentele stoffen van de overeenkomstige klasse, zowel in de schoolcursus als in het algemeen in de industrie en syntheses.

Eigenschappen van anorganische zuren

De belangrijkste fysieke eigenschappen omvatten in de eerste plaats de verschillende aggregatietoestanden. Er zijn immers een aantal zuren die onder normale omstandigheden de vorm hebben van kristallen of poeders (boorzuur, orthofosforzuur). De overgrote meerderheid van bekende anorganische zuren zijn verschillende vloeistoffen. Kook- en smeltpunten variëren ook.

Zuren kunnen ernstige brandwonden veroorzaken omdat ze de kracht hebben om organisch weefsel te vernietigen huidbedekking. Indicatoren worden gebruikt om zuren te detecteren:

• methyloranje (in normale omgeving - oranje, in zuren - rood),
• lakmoes (in neutraal - violet, in zuren - rood) of enkele andere.

Tot het belangrijkste chemische eigenschappen kan worden toegeschreven aan het vermogen om te communiceren met zowel eenvoudige als complexe stoffen.

Chemische eigenschappen van anorganische zuren

Waar hebben ze interactie mee?	Voorbeeld reactie
1. Met eenvoudige stoffen - metalen. Vereiste toestand: het metaal moet zich vóór de waterstof in het EHRNM bevinden, aangezien de metalen die na de waterstof staan ​​het niet uit de samenstelling van de zuren kunnen verdringen. Bij de reactie ontstaan ​​altijd waterstofgas en zout.
2. Met redenen. Het resultaat van de reactie is zout en water. Dergelijke reacties van sterke zuren met alkaliën worden neutralisatiereacties genoemd.	Elk zuur (sterk) + oplosbare base = zout en water
3. C amfotere hydroxiden. Kortom: zout en water.	2HNO 2 + berylliumhydroxide = Be(NO 2) 2 (medium zout) + 2H 2 O
4. Met basische oxiden. Resultaat: water, zout.	2HCL + FeO = ijzer(II)chloride + H 2 O
5. Met amfotere oxiden. Eindeffect: zout en water.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Met zouten gevormd door zwakkere zuren. Eindeffect: zout en zwak zuur.	2HBr + MgCO 3 = magnesiumbromide + H 2 O + CO 2

Bij interactie met metalen reageren niet alle zuren gelijk. Scheikunde (9e leerjaar) op school omvat een zeer oppervlakkige studie van dergelijke reacties, maar zelfs op dit niveau wordt rekening gehouden met de specifieke eigenschappen van geconcentreerd salpeter- en zwavelzuur bij interactie met metalen.

Hydroxiden: alkaliën, amfotere en onoplosbare basen

Oxiden, zouten, basen, zuren - al deze klassen van stoffen hebben een gemeenschappelijke chemische aard, verklaard door de structuur van het kristalrooster, evenals de wederzijdse invloed van atomen in de moleculen. Als het echter mogelijk zou zijn om een ​​zeer specifieke definitie voor oxiden te geven, dan is dit voor zuren en basen moeilijker te doen.

Net als zuren zijn basen volgens de ED-theorie stoffen die in een waterige oplossing kunnen ontleden in metaalkationen Me n + en anionen van hydroxylgroepen OH -.

• Oplosbaar of alkali (sterke basen die de kleur van indicatoren veranderen). Gevormd door metalen uit de groepen I en II. Voorbeeld: KOH, NaOH, LiOH (dat wil zeggen dat er rekening wordt gehouden met elementen van alleen de belangrijkste subgroepen);
• Enigszins oplosbaar of onoplosbaar (gemiddelde sterkte, verander de kleur van de indicatoren niet). Voorbeeld: magnesiumhydroxide, ijzer (II), (III) en andere.
• Moleculair (zwakke basen, in een waterig milieu dissociëren ze reversibel in ionenmoleculen). Voorbeeld: N 2 H 4, aminen, ammoniak.
• Amfotere hydroxiden (vertonen dubbele basische zuureigenschappen). Voorbeeld: beryllium, zink enzovoort.

Elke gepresenteerde groep wordt bestudeerd in de scheikundecursus op school in de sectie 'Grondbeginselen'. Chemiecijfers 8-9 omvatten gedetailleerde studie alkaliën en slecht oplosbare verbindingen.

Belangrijkste karakteristieke eigenschappen van basen

Alle alkaliën en slecht oplosbare verbindingen worden in de natuur aangetroffen in een vaste kristallijne toestand. Tegelijkertijd zijn hun smelttemperaturen meestal laag en vallen slecht oplosbare hydroxiden uiteen bij verhitting. De kleur van de basis is anders. Als alkaliën wit, dan kunnen kristallen met slecht oplosbare en moleculaire basen heel verschillende kleuren hebben. Oplosbaarheid van de meeste verbindingen van deze klasse kan worden bekeken in de tabel, die de formules van oxiden, basen, zuren, zouten presenteert, en hun oplosbaarheid toont.

Alkaliën kunnen de kleur van indicatoren als volgt veranderen: fenolftaleïne - karmozijnrood, methyloranje - geel. Dit wordt verzekerd door de vrije aanwezigheid van hydroxogroepen in de oplossing. Dat is de reden waarom slecht oplosbare basen zo'n reactie niet geven.

De chemische eigenschappen van elke groep basen zijn verschillend.

Chemische eigenschappen
Alkaliën	Enigszins oplosbare basen	Amfotere hydroxiden
I. Interactie met CO (resultaat - zout en water): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + water II. Interactie met zuren (zout en water): gewone neutralisatiereacties (zie zuren) III. Ze werken samen met AO om een ​​hydroxocomplex van zout en water te vormen: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, of Na 2 IV. Ze interageren met amfotere hydroxiden om hydroxo-complexzouten te vormen: Hetzelfde als bij AO, alleen zonder water V. Reageren met oplosbare zouten om onoplosbare hydroxiden en zouten te vormen: 3CsOH + ijzer(III)chloride = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reageer met zink en aluminium in een waterige oplossing om zouten en waterstof te vormen: 2RbOH + 2Al + water = complex met hydroxide-ion 2Rb + 3H 2	I. Bij verhitting kunnen ze ontleden: onoplosbaar hydroxide = oxide + water II. Reacties met zuren (resultaat: zout en water): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + water III. Interactie met KO: Me +n (OH) n + KO = zout + H 2 O	I. Reageer met zuren om zout en water te vormen: (II) + 2HBr = CuBr 2 + water II. Reageren met alkaliën: resultaat - zout en water (voorwaarde: fusie) Zn(OH) 2 + 2CsOH = zout + 2H 2 O III. Reageren met sterke hydroxiden: het resultaat zijn zouten als de reactie plaatsvindt in een waterige oplossing: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Dit zijn de meeste chemische eigenschappen die basen vertonen. De chemie van basen is vrij eenvoudig en gehoorzaamt algemene patronen alle anorganische verbindingen.

Klasse van anorganische zouten. Classificatie, fysieke eigenschappen

Op basis van de bepalingen van de ED kunnen zouten anorganische verbindingen worden genoemd die in een waterige oplossing dissociëren in metaalkationen Me +n en anionen van zure resten An n-. Zo kun je je zouten voorstellen. De scheikunde geeft meer dan één definitie, maar dit is de meest nauwkeurige.

Bovendien zijn alle zouten, afhankelijk van hun chemische aard, onderverdeeld in:

• Zuur (bevat een waterstofkation). Voorbeeld: NaHSO 4.
• Basisch (bevat een hydroxogroep). Voorbeeld: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (bestaat alleen uit een metaalkation en een zuurresidu). Voorbeeld: NaCL, CaSO 4.
• Dubbel (inclusief twee verschillende metaalkationen). Voorbeeld: NaAl(SO 4) 3.
• Complex (hydroxocomplexen, aquacomplexen en andere). Voorbeeld: K2.

De formules van zouten weerspiegelen hun chemische aard en geven ook de kwalitatieve en kwantitatieve samenstelling van het molecuul aan.

Oxiden, zouten, basen en zuren hebben dat wel verschillende capaciteiten tot oplosbaarheid, die kan worden bekeken in de bijbehorende tabel.

Als we het hebben over de aggregatietoestand van zouten, moeten we hun uniformiteit opmerken. Ze bestaan ​​alleen in vaste, kristallijne of poederachtige toestand. Het kleurbereik is behoorlijk gevarieerd. Oplossingen van complexe zouten hebben in de regel heldere, verzadigde kleuren.

Chemische interacties voor de klasse van mediumzouten

Ze hebben vergelijkbare chemische eigenschappen als basen, zuren en zouten. Oxiden verschillen, zoals we al hebben onderzocht, op dit punt enigszins van hen.

In totaal kunnen voor mediumzouten 4 hoofdtypen interacties worden onderscheiden.

I. Interactie met zuren (alleen sterk vanuit het oogpunt van ED) met de vorming van een ander zout en een zwak zuur:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacties met oplosbare hydroxiden waarbij zouten en onoplosbare basen ontstaan:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 oplosbaar zout + Cu(OH) 2 onoplosbare base

III. Reactie met een ander oplosbaar zout om een ​​onoplosbaar en een oplosbaar zout te vormen:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reacties met metalen in de EHRNM links van degene die het zout vormt. In dit geval mag het reagerende metaal onder normale omstandigheden geen interactie aangaan met water:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Dit zijn de belangrijkste soorten interacties die kenmerkend zijn voor mediumzouten. De formules van complexe, basische, dubbele en zure zouten spreken voor zich over de specificiteit van de tentoongestelde chemische eigenschappen.

De formules van oxiden, basen, zuren en zouten weerspiegelen de chemische essentie van alle vertegenwoordigers van deze klassen van anorganische verbindingen en geven bovendien een idee van de naam van de stof en zijn fysische eigenschappen. Daarom moet u op hun schrijven letten Speciale aandacht. De doorgaans verbazingwekkende wetenschap van de scheikunde biedt ons een enorme verscheidenheid aan verbindingen. Oxiden, basen, zuren, zouten - dit is slechts een deel van de immense diversiteit.

Om de vraag wat zout is te beantwoorden, hoef je meestal niet lang na te denken. Dit chemische verbinding V Alledaagse leven komt vrij vaak voor. Het is niet nodig om over gewoon keukenzout te praten. Gedetailleerd interne structuur zouten en hun verbindingen worden bestudeerd in de anorganische chemie.

Definitie van zout

Een duidelijk antwoord op de vraag wat zout is, is te vinden in de werken van M.V. Hij kende deze naam toe aan fragiele lichamen die in water kunnen oplossen en niet ontbranden als ze eraan worden blootgesteld hoge temperaturen of haardvuur. Later werd de definitie niet afgeleid van hun fysieke, maar van de chemische eigenschappen van deze stoffen.

Schoolboeken over anorganische chemie geven een vrij duidelijk concept van wat zout is. Dit is wat substitutieproducten worden genoemd. chemische reactie, waarbij de waterstofatomen van het zuur in de verbinding worden vervangen door een metaal. Voorbeelden van typische zoutverbindingen: NaCL, MgS04. Het is gemakkelijk in te zien dat elk van deze gegevens in twee helften kan worden verdeeld: de linkercomponent van de formule zal altijd het metaal bevatten en de rechtercomponent het zuurresidu. De standaard zoutformule is als volgt:

Me n m Zuurresidu m n .

Fysische eigenschappen van zout

Scheikunde, als exacte wetenschap, plaatst in de naam van een stof alle mogelijke informatie over de samenstelling en mogelijkheden ervan. Dus alle namen van zouten erin moderne interpretatie bestaan ​​uit twee woorden: in één onderdeel staat de naam van het metalen onderdeel nominatief geval, de tweede bevat een beschrijving van het zuurresidu.

Deze verbindingen hebben geen moleculaire structuur, dus onder normale omstandigheden zijn het vaste stoffen. kristallijne stoffen. Veel zouten hebben dat kristal rooster. De kristallen van deze stoffen zijn vuurvast, dus er zijn zeer hoge temperaturen nodig om ze te smelten. Bariumsulfide smelt bijvoorbeeld bij een temperatuur van ongeveer 2200 o C.

Op basis van oplosbaarheid worden zouten onderverdeeld in oplosbaar, enigszins oplosbaar en onoplosbaar. Voorbeelden van de eerste zijn natriumchloride en kaliumnitraat. Enigszins oplosbaar zijn onder meer magnesiumsulfiet en loodchloride. Onoplosbaar is calciumcarbonaat. Informatie over de oplosbaarheid van een bepaalde stof is te vinden in de referentieliteratuur.

Het product van de chemische reactie in kwestie is meestal geurloos en heeft dat ook verschillende smaken. De veronderstelling dat alle zouten zout zijn, klopt niet. Schoon zoute smaak heeft slechts één element van deze klasse: ons oude bord zout. Er zijn zoete berylliumzouten, bittere magnesiumzouten en smaakloze zouten, bijvoorbeeld calciumcarbonaat (gewoon krijt).

De meeste van deze stoffen zijn kleurloos, maar er zijn er ook die karakteristieke kleuren hebben. IJzer(II)sulfaat heeft bijvoorbeeld een kenmerk groente Kaliumpermanganaat is paars en kaliumchromaatkristallen zijn heldergeel.

Zout classificatie

De chemie scheidt alle soorten anorganische zouten op een aantal basisfuncties. Zouten verkregen door volledige vervanging van waterstof in een zuur worden normaal of medium genoemd. Bijvoorbeeld calciumsulfaat.

Een zout dat is afgeleid van een onvolledige substitutiereactie wordt zuur of basisch genoemd. Een voorbeeld van een dergelijke vorming is de reactie van kaliumwaterstofsulfaat:

Het basische zout wordt verkregen in een reactie waarbij de hydroxogroep niet volledig wordt vervangen door een zuur residu. Stoffen van dit type kunnen worden gevormd door metalen waarvan de valentie twee of meer is. Een typische formule voor een zout van deze groep kan worden afgeleid uit de volgende reactie:

Normale, gemiddelde en zure chemische verbindingen vormen de klassen van zouten en vormen de standaardclassificatie van deze verbindingen.

Dubbel en gemengd zout

Een voorbeeld van een gemengd zuur is het calciumzout van zout- en onderchloorzuur: CaOCl 2.

Nomenclatuur

Zouten gevormd door metalen met variabele valentie, hebben een extra aanduiding: na de formule wordt de valentie tussen haakjes in Romeinse cijfers geschreven. Er is dus ijzersulfaat FeSO 4 (II) en Fe 2 (SO4) 3 (III). De naam van een zout bevat het voorvoegsel hydro- als het ongesubstitueerde waterstofatomen bevat. Kaliumwaterstoffosfaat heeft bijvoorbeeld de formule K 2 HPO 4 .

Eigenschappen van zouten in elektrolyten

De theorie van elektrolytische dissociatie geeft zijn eigen interpretatie van chemische eigenschappen. In het licht van deze theorie kan zout worden gedefinieerd als een zwakke elektrolyt die, wanneer opgelost, dissocieert (afbreekt) in water. Een zoutoplossing kan dus worden weergegeven als een complex van positieve negatieve ionen, en de eerste zijn geen waterstofatomen H +, en de tweede zijn geen atomen van de hydroxylgroep OH -. Er zijn geen ionen aanwezig in alle soorten zoutoplossingen, dus geen enkele algemene eigenschappen dat hebben ze niet. Hoe lager de ladingen van de ionen die de zoutoplossing vormen, hoe beter ze dissociëren, hoe beter de elektrische geleidbaarheid van zo'n vloeistofmengsel.

Oplossingen van zure zouten

Zure zouten in oplossing vallen uiteen in complexen negatieve ionen, die een zuur residu zijn, en eenvoudige anionen, die positief geladen metaaldeeltjes zijn.

De oplossingsreactie van natriumbicarbonaat leidt bijvoorbeeld tot de ontleding van het zout in natriumionen en de rest HCO 3 -.

Volledige formule ziet er zo uit: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Oplossingen van basische zouten

Dissociatie van basische zouten leidt tot de vorming van zure anionen en complexe kationen bestaande uit metalen en hydroxylgroepen. Deze complexe kationen kunnen op hun beurt ook tijdens dissociatie worden afgebroken. Daarom zijn in elke oplossing van een zout uit de hoofdgroep OH-ionen aanwezig. De dissociatie van hydroxomagnesiumchloride verloopt bijvoorbeeld als volgt:

Verspreiding van zouten

Wat is zout? Dit element is een van de meest voorkomende chemische verbindingen. Iedereen kent tafelzout, krijt (calciumcarbonaat) enzovoort. Van de carbonaatzuurzouten is calciumcarbonaat de meest voorkomende. Het is een bestanddeel van marmer, kalksteen en dolomiet. Calciumcarbonaat is ook de basis voor de vorming van parels en koralen. Deze chemische verbinding is een integraal onderdeel voor de vorming van harde omhulsels bij insecten en skeletten bij akkoorden.

Tafelzout is ons al sinds onze kindertijd bekend. Artsen waarschuwen voor overmatig gebruik, maar met mate is het essentieel voor vitale processen in het lichaam. En het is nodig om de juiste bloedsamenstelling en de productie van maagsap te behouden. Zoutoplossingen, een integraal onderdeel van injecties en druppelaars, zijn niets meer dan een oplossing van keukenzout.

5. Nitrieten, zouten van salpeterigzuur HNO 2. Nitrieten van alkalimetalen en ammonium worden voornamelijk gebruikt, en minder - van aardalkalimetalen en Zd-metalen, Pb en Ag. Er is slechts fragmentarische informatie over nitrieten van andere metalen.

Metaalnitrieten in de oxidatietoestand +2 vormen kristalhydraten met één, twee of vier watermoleculen. Nitrieten vormen dubbele en drievoudige zouten, b.v. CsNO2. AgNO 2 of Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2, evenals complexe verbindingen, bijvoorbeeld Na 3.

Van kristalstructuren is slechts enkele watervrije nitrieten bekend. Het NO2-anion heeft een niet-lineaire configuratie; ONO-hoek 115°, H–O-bindingslengte 0,115 nm; het type M-NO 2-binding is ionisch-covalent.

Nitrieten K, Na, Ba zijn goed oplosbaar in water, nitrieten Ag, Hg, Cu zijn slecht oplosbaar. Bij toenemende temperatuur neemt de oplosbaarheid van nitrieten toe. Bijna alle nitrieten zijn slecht oplosbaar in alcoholen, ethers en laagpolaire oplosmiddelen.

Nitrieten zijn thermisch onstabiel; Alleen nitrieten van alkalimetalen smelten zonder ontleding; nitrieten van andere metalen ontleden bij 25-300 °C. Het mechanisme van de afbraak van nitriet is complex en omvat een aantal parallel-sequentiële reacties. De belangrijkste gasvormige ontledingsproducten zijn NO, NO 2, N 2 en O 2, vast metaaloxide of elementair metaal. Selectie grote hoeveelheden gassen veroorzaken de explosieve ontleding van sommige nitrieten, bijvoorbeeld NH 4 NO 2, dat uiteenvalt in N 2 en H 2 O.

De karakteristieke kenmerken van nitrieten houden verband met hun thermische instabiliteit en het vermogen van het nitrietion om zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel te zijn, afhankelijk van de omgeving en de aard van de reagentia. In een neutrale omgeving worden nitrieten meestal gereduceerd tot NO; in een zure omgeving worden ze geoxideerd tot nitraten. Zuurstof en CO 2 hebben geen interactie met vaste nitrieten en hun waterige oplossingen. Nitrieten dragen bij aan de afbraak van stikstofhoudende stoffen organisch materiaal, in het bijzonder aminen, amiden enz. Met organische halogeniden RXH. reageren en vormen zowel de nitrieten RONO als de nitroverbindingen RNO 2 .

De industriële productie van nitrieten is gebaseerd op de absorptie van nitreus gas (een mengsel van NO + NO 2) met oplossingen van Na 2 CO 3 of NaOH met opeenvolgende kristallisatie van NaNO 2; Nitrieten van andere metalen worden in de industrie en laboratoria verkregen door de uitwisselingsreactie van metaalzouten met NaN02 of door de reductie van nitraten van deze metalen.

Nitrieten worden gebruikt voor de synthese van azokleurstoffen, bij de productie van caprolactam, als oxidatiemiddelen en reductiemiddelen in de rubber-, textiel- en metaalverwerkende industrie, als conserveermiddel etenswaren. Nitrieten, zoals NaNO 2 en KNO 2, zijn giftig en veroorzaken hoofdpijn, braken, ademhalingsdepressie, enz. Wanneer NaNO 2 wordt vergiftigd, wordt methemoglobine in het bloed gevormd en worden de membranen van de rode bloedcellen beschadigd. Het is mogelijk om nitrosaminen uit NaNO 2 en aminen direct in het maagdarmkanaal te vormen.

6. Sulfaten, zouten van zwavelzuur. Er zijn middelgrote sulfaten met het SO 4 2-anion bekend, of hydrosulfaten met het HSO 4 - anion, basisch, die naast het SO 4 2-anion ook OH-groepen bevatten, bijvoorbeeld Zn 2 (OH) 2 SO 4. Er zijn ook dubbelsulfaten die twee verschillende kationen bevatten. Deze omvatten twee grote groepen sulfaten - aluin, evenals schenieten M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, waarbij M een enkelvoudig geladen kation is, E is Mg, Zn en andere dubbel geladen kationen. Drievoudig sulfaat K 2 SO 4 is bekend. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (polyhalietmineraal), dubbelbasische sulfaten, bijvoorbeeld mineralen van de aluniet- en jarosietgroepen M 2 SO 4. A12 (SO4) 3 . 4Al(OH 3 en M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe(OH) 3, waarbij M een enkelvoudig geladen kation is. Sulfaten kunnen worden opgenomen in gemengde zouten, bijv. 2Na2SO4. Na 2 CO 3 (burkeietmineraal), MgS04 . KCl. 3H2O (kainiet).

Sulfaten zijn kristallijne stoffen, in de meeste gevallen middelmatig en zuur, en zeer goed oplosbaar in water. Sulfaten van calcium, strontium, lood en enkele andere zijn enigszins oplosbaar; BaSO 4 en RaSO 4 zijn vrijwel onoplosbaar. Basische sulfaten zijn doorgaans slecht of vrijwel onoplosbaar, of worden door water gehydrolyseerd. Uit waterige oplossingen kunnen sulfaten kristalliseren in de vorm van kristallijne hydraten. Kristalhydraten van sommige zware metalen worden vitriolen genoemd; kopersulfaatСuSO 4 . 5H 2 O, inktsteen FeSO4. 7H 2 O.

Medium alkalimetaalsulfaten zijn thermisch stabiel, terwijl zure sulfaten bij verhitting ontleden en in pyrosulfaten veranderen: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Middelmatige sulfaten van andere metalen, evenals basische sulfaten, ontleden bij verhitting tot voldoende hoge temperaturen in de regel onder de vorming van metaaloxiden en de afgifte van SO 3.

Sulfaten zijn wijd verspreid in de natuur. Ze komen voor in de vorm van mineralen, zoals gips CaSO 4 . H 2 O, mirabiliet Na 2 SO 4. 10H 2 O, en maken ook deel uit van zee- en rivierwater.

Veel sulfaten kunnen worden verkregen door de interactie van H2SO4 met metalen, hun oxiden en hydroxiden, evenals door de ontleding van vluchtige zuurzouten met zwavelzuur.

Er worden anorganische sulfaten gevonden brede toepassing. Bijvoorbeeld ammoniumsulfaat -stikstofmeststof Natriumsulfaat wordt gebruikt in de glas-, papierindustrie, viscoseproductie, enz. Natuurlijke sulfaatmineralen zijn grondstoffen voor de industriële productie van verbindingen verschillende metalen, constructies, materialen, etc.

7.Sulfieten, zouten van zwavelig zuur H 2 SO 3. Er zijn middelmatige sulfieten met het SO 3 2-anion en zure (hydrosulfieten) met het HSO 3 - anion. Middelmatige sulfieten zijn kristallijne stoffen. Ammonium- en alkalimetaalsulfieten zijn zeer oplosbaar in water; oplosbaarheid (g in 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Hydrosulfieten worden gevormd in waterige oplossingen. Sulfieten van aardalkalimetalen en enkele andere metalen zijn vrijwel onoplosbaar in water; oplosbaarheid van MgS03 1 g in 100 g (40°C). Kristallijne hydraten (NH 4) 2 SO 3 zijn bekend. H2O, Na2SO3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H2O, MgS03. 6H2O, enz.

Wanneer watervrije sulfieten worden verwarmd zonder toegang tot lucht in afgesloten vaten, worden ze onevenredig verdeeld in sulfiden en sulfaten, ze verliezen SO 2 en bij verhitting in lucht worden ze gemakkelijk geoxideerd tot sulfaten; Met SO 2 in een waterig milieu vormen mediumsulfieten hydrosulfieten. Sulfieten zijn relatief sterke reductiemiddelen; ze worden in oplossingen met chloor, broom, H 2 O 2 enz. geoxideerd tot sulfaten. Ze ontleden met sterke zuren (bijvoorbeeld HC1) waarbij SO 2 vrijkomt.

Kristallijne hydrosulfieten staan ​​bekend om K, Rb, Cs, NH 4+, ze zijn onstabiel. De overige hydrosulfieten bestaan ​​alleen in waterige oplossingen. Dichtheid NH4HS03 2,03 g/cm3; oplosbaarheid in water (g in 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Wanneer kristallijne hydrosulfieten Na of K worden verwarmd of wanneer de overvloedige pulpoplossing verzadigd is met SO 2 M 2 SO 3, worden pyrosulfieten (verouderd - metabisulfieten) M 2 S 2 O 5 gevormd - zouten van het onbekende vrije pyrozwavelzuur H 2 S 2 O 5; kristallen, onstabiel; dichtheid (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; boven ~160 °C ontleden ze onder het vrijkomen van SO2; oplossen in water (met ontleding tot HSO 3 -), oplosbaarheid (g in 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; vormen Na 2 S 2 O 5 hydraten. 7H 2 O en 3K 2 S 2 O 5. 2H20; reductiemiddelen.

Medium alkalimetaalsulfieten worden bereid door een waterige oplossing van M2CO3 (of MOH) te laten reageren met S02, en MSO3 door S02 door een waterige suspensie van MCO3 te leiden; Ze gebruiken voornamelijk SO 2 uit de uitlaatgassen van de productie van contactzwavelzuur. Sulfieten worden gebruikt bij het bleken, verven en bedrukken van stoffen, vezels, leer voor graanbehoud, groenvoer, industrieel afval van diervoeders (NaHSO 3,Na2S2O5). CaSO 3 en Ca(HSO 3) 2 zijn ontsmettingsmiddelen in de wijn- en suikerindustrie. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - componenten van sulfietvloeistof tijdens het verpulveren; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 absorber; NaHSO 3 absorbeert H 2 S uit industriële afvalgassen en is een reductiemiddel bij de productie van zwavelkleurstoffen. K 2 S 2 O 5 - een bestanddeel van zure fixeermiddelen in fotografie, een antioxidant, een antisepticum.