Rozdiel medzi kyslou soľou a zásaditou soľou

kľúčový rozdiel medzi kyslou soľou a zásaditou soľou je to kyslé soli tvoria roztok, ktorý je nižší ako pH 7,0, keď je rozpustený vo vode, zatiaľ čo zásadité soli tvoria roztok, ktorý je vyšší ako pH 7,0, keď je rozpustený vo vode.

Soľ je iónová zlúčenina, ktorá obsahuje katión a anión. Je to pevná zlúčenina, ktorá nemá žiadny čistý náboj, pretože katióny a anióny sa navzájom kombinujú takým spôsobom, že elektrický náboj katiónov je vyvážený s nábojmi aniónov. V závislosti od iónového zloženia soli môžu byť stanovené vlastnosti a reaktivita. Preto môžeme zaradiť soľ do troch skupín ako kyslé soli, zásadité soli a neutrálne soli.

OBSAH

1. Prehľad a kľúčový rozdiel
2. Čo je kyslá soľ 
3. Čo je základná soľ
4. Porovnanie vedľa seba - kyslá soľ v porovnaní so základnou soľou v tabuľkovej forme
5. Zhrnutie

Čo je kyslá soľ?

Kyslé soli sú iónové zlúčeniny, ktoré môžu po rozpustení vo vode vytvárať kyslé roztoky. To znamená; kyslá soľ tvorí vodný roztok, ktorý je nižší ako pH 7,0. To sa deje buď v dôsledku prítomnosti kovového katiónu, ktorý môže reagovať ako Lewisova kyselina, alebo v dôsledku prítomnosti hydrolyzovateľných protónov. Kyslé soli najčastejšie obsahujú hydrolyzovateľné protóny. Tieto hydrolyzovateľné protóny môžu existovať buď v katióne alebo anióne.

Obrázok 01: Bisulfit sodný je kyslá soľ

Hydrolyzovateľné protóny v katióne

Kyslé soli, ktoré obsahujú katióny s hydrolyzovateľnými protónmi, sú väčšinou amónne ióny. Amónne ióny pochádzajú z amónnych solí. Okrem toho sa tieto hydrolyzovateľné protóny môžu vyskytovať v organických zlúčeninách, ktoré obsahujú protonované amínové skupiny. Napr. amónny ión, metylamónny ión, etylamónny ión, anilíniový ión atď.

Hydrolyzovateľné protóny v anióne

Kyslé soli môžu obsahovať hydrolyzovateľné protóny v anióne. Príklady zahŕňajú bisulfitový ión, dihydrogéncitrát, bioxalátový ión atď. Tieto anióny obsahujú protóny, ktoré sa slabo disociujú na vodu.

Čo je základná soľ?

Zásadité soli sú iónové zlúčeniny, ktoré môžu po rozpustení vo vode vytvárať zásadité roztoky. To znamená; tieto soli môžu tvoriť vodný roztok s pH vyšším ako 7,0. Všeobecne môže zásaditá soľ deprotonovať molekulu vody a vytvárať hydroxidové ióny, ktoré môžu spôsobiť zásaditosť vo vodnom roztoku..

Obrázok 02: Sulfid sodný je zásaditá soľ

Niektoré príklady zásaditých solí zahŕňajú hydrogenuhličitan sodný, uhličitan vápenatý, octan sodný, kyanid draselný a sulfid sodný. Tieto soli môžu reagovať s vodou, čo núti molekuly vody odstraňovať hydroxidový ión.

Aký je rozdiel medzi kyslou soľou a zásaditou soľou?

Kľúčový rozdiel medzi kyslou soľou a zásaditou soľou je v tom, že kyslé soli tvoria roztok, ktorý je pri rozpustení vo vode nižší ako pH 7,0, zatiaľ čo zásadité soli tvoria roztok, ktorý je vyšší ako pH 7,0, keď je rozpustený vo vode. Amónne soli, hydrogensiričitan sodný a oxalát vápenatý sú niektoré príklady kyslých solí, zatiaľ čo hydrogenuhličitan sodný, uhličitan vápenatý, octan sodný, kyanid draselný a sulfid sodný sú niektoré príklady zásaditých solí..

Nižšie uvedený infographic sumarizuje rozdiel medzi kyslou soľou a zásaditou soľou.

Zhrnutie - Acidic Salt vs Basic Salt

V závislosti od iónového zloženia soli môžu byť stanovené vlastnosti a reaktivita. Preto môžeme zaradiť soľ do troch skupín ako kyslé soli, zásadité soli a neutrálne soli. Kľúčový rozdiel medzi kyslou soľou a zásaditou soľou je v tom, že kyslé soli tvoria roztok, ktorý je pri rozpustení vo vode nižší ako pH 7,0, zatiaľ čo zásadité soli tvoria roztok, ktorý je vyšší ako pH 7,0, keď je rozpustený vo vode..

referencie:

1. „Kyslé bázické vlastnosti solí“. Boundless Chemistry ”Lumen, k dispozícii tu.
2. „7.8: Kyslé bázické vlastnosti solí.“ Chemistry LibreTexts, Libretexts, 3. júna 2019, k dispozícii tu.
3. „Kyslá soľ“. Wikipedia, Wikimedia Foundation, 17. októbra 2019, k dispozícii tu.

S láskavým dovolením:

1. „Síran sodný“ od Edgar181 - vlastná práca, public domain) prostredníctvom Commons Wikimedia
2. „Kryštály nonahydrátu sulfidu sodného“ Leiem - Vlastná práca (CC BY-SA 4.0) prostredníctvom Commons Wikimedia