Zouten

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

Een zout is een chemische verbinding bestaande uit positieve ionen (kationen) en negatieve ionen (anionen).[1] Deze ionen zijn door de elektrostatische aantrekkingskrachten met elkaar verbonden. Een zout is in vaste aggregatietoestand een kristallijne stof waarin de positieve en negatieve ionen in een kristalrooster zijn gerangschikt.

In het dagelijkse taalgebruik wordt met zout meestal keukenzout (natriumchloride of NaCl) bedoeld.

Soorten zouten[bewerken]

Er worden twee soorten zouten onderscheiden:

Bereiding van zouten[bewerken]

Een zout kan bereid worden op verschillende manieren:

\mathrm{Fe\ +\ 2\ HCl\ \longrightarrow\ FeCl_2\ +\ H_2}
\mathrm{2\ Fe\ +\ 3\ Cl_2\ \longrightarrow\ 2\ FeCl_3}
\mathrm{Na_2O\ +\ SO_3\ \longrightarrow\ Na_2SO_4}
\mathrm{NaBr\ +\ AgNO_3\ \longrightarrow\ AgBr \downarrow\ +\ NaNO_3}

Moleculaire, ionaire en kristallijne structuur van zouten[bewerken]

Een kristal koper(II)sulfaat.

De verbinding tussen het metaal en het niet-metaal is als vaste stof soms wel en soms niet moleculair. Bij kleine ionen (zoals chloride of antimonide) zijn er geen verschillende paren aan te wijzen in de vaste stof, maar de atomen zijn als ionen opeengestapeld (zoals natriumchloride). Grotere (meer complexe) ionen, zoals sulfaat of vanadaat, bezitten wel een moleculaire structuur, die geladen is. Ook deze ionen zullen zich in een welbepaald kristalrooster schikken, maar hierbij is er wel degelijk een moleculaire binding tussen het niet-metaal (zwavel) of metaal (vanadium) en het andere niet-metaal (zuurstof). Deze zeer sterke kristalstructuur heeft drie belangrijke structurele effecten:

  1. Veel zouten lossen alleen op in polaire oplosmiddelen (zoals water), omdat ze dissociëren
  2. De meeste zouten zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen en veel zouten smelten pas bij (zeer) hoge temperaturen of ontleden voor de smelttemperatuur bereikt is. Een uitzondering hierop zijn de Ionische vloeistoffen, die bij lagere temperaturen vloeibaar zijn.
  3. Bij sommige zouten degradeert het kristalrooster gemakkelijk: een zout is dan goed oplosbaar. Maar er zijn zouten waarbij dit veel moeite kost en waarbij de binding tussen de ionen moeilijker degradeert: 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.

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

\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:

\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[bewerken]

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[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. IUPAC (19 augustus 2012). Salt. Compendium of Chemical Terminology (Release 2.3.2) (International Union of Pure and Applied Chemistry). DOI:10.1351/goldbook.S05447.