18.9 Tilvist, framleiðsla og efnasambönd súrefnis

Súrefni er algengasta frumefnið í jarðskorpunni. Yfirborð jarðar samanstendur af jarðskorpu, andrúmslofti og vatnshvolfi. Um 50% af massa jarðskorpunnar er súrefni (í efnasamböndum með öðrum frumefnum, aðallega kísli). Súrefni kemur fyrir sem O₂ sameindir og, að takmörkuðu leyti, sem O₃ (óson) sameindir í lofti. Það myndar um 20% af massa loftsins. Um 89% af massa vatns er bundið súrefni. Í efnasamböndum með kolefni, vetni og nitri er súrefni stór hluti plantna og dýra.

Súrefni er litlaust, lyktarlaust og bragðlaust gas við venjulegt hitastig. Það er örlítið þéttara en loft. Þrátt fyrir að það sé aðeins örlítið auðleyst í vatni (49 ml af gasi leysast upp í 1 l við staðalaðstæður) er leysni súrefnis mjög mikilvæg fyrir líf í vatni.

Mest af því súrefni sem einangrað er í atvinnuskyni kemur úr lofti og afgangurinn úr rafgreiningu vatns. Aðskilnaður súrefnis frá lofti hefst með því að kæla og þjappa loftinu saman þar til það verður að vökva. Þegar fljótandi loft hitnar, aðskilst súrefni með hærra suðumarki sínu (90 K) frá nitri, sem hefur lægra suðumark (77 K). Hægt er að aðskilja aðra íhluti loftsins á sama tíma byggt á mismunandi suðumörkum þeirra.

Súrefni er nauðsynlegt í brunaferlum eins og bruna eldsneytis. Plöntur og dýr nota súrefni úr loftinu við öndun. Inngjöf súrefnisauðgaðs lofts er mikilvæg læknisfræðileg aðgerð þegar sjúklingur fær ófullnægjandi súrefni vegna losts, lungnabólgu eða annarra veikinda.

Efnaiðnaðurinn notar súrefni til að oxa mörg efni. Verulegt magn af súrefni sem framleitt er í atvinnuskyni er mikilvægt við að fjarlægja kolefni úr járni við stálframleiðslu. Mikið magn af hreinu súrefni er einnig nauðsynlegt við málmsmíði og við skurð og suðu málma með súrefnis-vetnis- og súrefnis-asetýlen-kyndlum.

Fljótandi súrefni er mikilvægt fyrir geimiðnaðinn. Það er oxari í eldflaugahreyflum. Það er einnig uppspretta súrefnisgass fyrir lífstuðning í geimnum.

Eins og við vitum er súrefni mjög mikilvægt fyrir líf. Orkan sem þarf til að viðhalda eðlilegri líkamsstarfsemi hjá mönnum og öðrum lífverum kemur frá hægri oxun efnasambanda. Súrefni er endanlegi oxarinn í þessum efnahvörfum. Í mönnum fer súrefni úr lungunum yfir í blóðið þar sem það binst blóðrauða og myndar súrefnisblóðrauða. Í þessu formi flytur blóðið súrefnið til vefja þar sem það er flutt til frumna og notað sem efnafræðilegur oxari, sem gefur af sér koldíoxíð og vatn sem lokaafurðir. Blóðið ber koldíoxíðið um bláæðarnar til lungnanna þar sem blóðið losar koldíoxíðið og safnar nýjum súrefnisbirgðum. Melting og upptaka fæðu endurnýja efnin sem eyðast við oxun í líkamanum; orkan sem losnar er sú sama og ef fæðan brynni utan líkamans.

Grænar plöntur endurnýja stöðugt súrefnið í andrúmsloftinu með ferli sem kallast ljóstillífun (e. photosynthesis). Myndefni ljóstillífunar geta verið breytileg, en almennt breytir ferlið koldíoxíði og vatni í glúkósa (sykur) og súrefni með orku ljóssins:

\begin{array}{l} 6 {CO}_{2} (g) + & 6 H_{2} O (l) & \to_{light}^{chlorophyll} & C_{6} H_{12} O_{6} (a q) + & 6 O_{2} (g) \\ carbon & vatn & glúkósi & oxygen \\ dioxide \end{array}

Þannig snýr súrefnið sem varð að koldíoxíði og vatni með efnaskiptaferlum í plöntum og dýrum aftur út í andrúmsloftið með ljóstillífun.

Þegar þurru súrefni er leitt á milli tveggja rafhlöðinna platna myndast óson (e. ozone) (O₃, sýnt á Mynd 18.42), sem er fjölmynd súrefnis með sérkennilega lykt. Myndun ósons úr súrefni er innvermið efnahvarf þar sem orkan kemur frá rafhleðslu, hita eða útfjólubláu ljósi:

A space filling model shows three atoms labeled, “O,” bonded to one another in a triangular shape. Two Lewis structures connected by a double ended arrow are shown as well. In the left image, an oxygen atom with one lone pair of electrons is double bonded to another oxygen with two lone pairs of electrons to the left and single bonded to an oxygen with three lone pairs of electrons to the right. The right image is a mirror image of the left. — Mynd 18.42 Myndin sýnir beygðu ósonsameindina (O₃) og þær vokmyndir sem nauðsynlegar eru til að lýsa tengjum hennar.

3 O_{2} (g) \overset{electric discharge}{\to} 2 O_{3} (g) Δ H ° = 287 kJ

Skarpa lyktin sem tengist neistandi rafbúnaði stafar að hluta til af ósoni.

Óson myndast náttúrulega í efri lögum andrúmsloftsins fyrir tilstilli útfjólublás ljóss frá sólinni á súrefnið þar. Mest af ósoni í andrúmsloftinu er í heiðhvolfinu, lagi andrúmsloftsins sem nær frá um 10 til 50 kílómetra yfir yfirborði jarðar. Þetta óson virkar sem hindrun fyrir skaðlegu útfjólubláu ljósi frá sólinni með því að gleypa það í sig með niðurbrotsefnahvarfi:

O_{3} (g) \overset{ultraviolet light}{\to} O (g) + O_{2} (g)

Hvarfgjörnu súrefnisatómin sameinast aftur súrefnissameindum til að ljúka ósonhringrásinni. Tilvist ósons í heiðhvolfinu dregur úr tíðni húðkrabbameins og annarra skaðlegra áhrifa útfjólublárrar geislunar. Það hefur verið sýnt fram á með skýrum hætti að klórflúorkolefni, CFC (þekkt í viðskiptum sem Freon), sem voru til staðar sem drifefni í úðabrúsum og sem kælimiðlar, ollu eyðingu ósons í heiðhvolfinu. Þetta gerðist vegna þess að útfjólublátt ljós veldur einnig niðurbroti CFC-efna og framleiðir atómískt klór. Klóratómin hvarfast við ósonsameindir, sem leiðir til nettó-fjarlægingar O₃ sameinda úr heiðhvolfinu. Þessu ferli er lýst ítarlega í umfjöllun okkar um efnahraðafræði. Á heimsvísu er unnið að því að draga úr magni CFC-efna sem notuð eru í atvinnuskyni og ósonlagið er þegar farið að minnka þar sem styrkur atómísks klórs í andrúmsloftinu minnkar. Þó að óson í heiðhvolfinu hjálpi til við að vernda okkur, er óson í veðrahvolfinu vandamál. Þetta óson er eitraður hluti af ljósefnamengun.

Notkun ósons byggist á hvarfgirni þess við önnur efni. Það er hægt að nota sem bleikiefni fyrir olíur, vax, dúka og sterkju: Það oxar lituðu efnasamböndin í þessum efnum í litlaus efnasambönd. Það er valkostur við klór sem sótthreinsiefni fyrir vatn.

Efnahvörf

Efnahvörf við frumefni

Súrefni hvarfast beint við stofuhita eða hærra hitastig við öll önnur frumefni nema eðalgös, halógena og fáeina hliðarmálma í annarri og þriðju lotu með litla hvarfgirni (þá sem hafa hærri afoxunarspennu en kopar). Ryð er dæmi um efnahvarf súrefnis við járn. Hvarfgjarnari málmar mynda peroxíð eða súperoxíð. Minna hvarfgjarnir málmar og málmleysingjar mynda oxíð. Tvö dæmi um slík efnahvörf eru:

2Mg (s) + O_{2} (g) ⟶ 2MgO (s)

P_{4} (s) + 5 O_{2} (g) ⟶ P_{4} O_{10} (s)

Oxíð halógena, að minnsta kosti eins eðalgass og málma með hærri afoxunarspennu en kopar myndast ekki við bein efnahvörf frumefnanna við súrefni.

Efnahvörf við efnasambönd

Frumefnið súrefni hvarfast einnig við sum efnasambönd. Ef hægt er að oxa eitthvert frumefnanna í tilteknu efnasambandi getur frekari oxun með súrefni átt sér stað. Til dæmis inniheldur brennisteinsvetni, H₂S, brennistein með oxunartöluna 2−. Þar sem brennisteinninn sýnir ekki hámarks oxunartölu sína myndum við búast við því að H₂S hvarfist við súrefni. Það gerir það og myndar vatn og brennisteinsdíoxíð. Efnahvarfið er:

2 H_{2} S (g) + 3 O_{2} (g) ⟶ 2 H_{2} O (l) + 2 {SO}_{2} (g)

Einnig er hægt að oxa oxíð eins og CO og P₄O₆ sem innihalda frumefni með lægri oxunartölu. Hversu auðveldlega frumefnið súrefni tekur upp rafeindir endurspeglast í því hversu erfitt er að fjarlægja rafeindir úr súrefni í flestum oxíðum. Af frumefnunum getur aðeins hið mjög hvarfgjarna flúor oxað oxíð til að mynda súrefnisgas.

Frumefnið súrefni er sterkt oxunarefni. Það hvarfast við flest önnur frumefni og mörg efnasambönd.

Oxíð, peroxíð og hýdroxíð

Oxíð

Hægt er að framleiða oxíð flestra aðalflokkamálma með því að hita samsvarandi hýdroxíð (sem myndar oxíð og vatnsgufu) eða karbónöt (sem myndar oxíð og CO₂-gas). Jöfnur fyrir dæmi um efnahvörf eru:

2Al {(OH)}_{3} (s) \overset{Δ}{\to} {Al}_{2} O_{3} (s) + 3 H_{2} O (g)

{CaCO}_{3} (s) \overset{Δ}{\to} CaO (s) + {CO}_{2} (g)

Sölt alkalímálma eru þó almennt mjög stöðug og brotna ekki auðveldlega niður við hitun. Oxíð alkalímálma verða til úr oxunar-afoxunarhvörfum sem myndast við hitun nítrata eða hýdroxíða með málmunum. Jöfnur fyrir dæmi um efnahvörf eru:

2 {KNO}_{3} (s) + 10K (s) \overset{Δ}{\to} 6 K_{2} O (s) + N_{2} (g)

2LiOH (s) + 2Li (s) \overset{Δ}{\to} 2 {Li}_{2} O (s) + H_{2} (g)

Að undanskildu kvikasilfurs(II)oxíði er hægt að framleiða oxíð málma í hópum 2–15 með því að brenna samsvarandi málm í lofti. Þyngsta frumefni hvers hóps, það frumefni sem tregra rafeindaparaáhrifin eru mest áberandi fyrir, myndar oxíð þar sem oxunartala málmjónarinnar er tveimur lægri en oxunartala hópsins (tregra rafeindaparaáhrif). Þannig myndast Tl₂O, PbO og Bi₂O₃ við bruna á tallíni, blýi og bismúti. Oxíð léttari frumefna hvers hóps sýna oxunartölu hópsins. Til dæmis myndast SnO₂ við bruna á tini. Kvikasilfurs(II)oxíð, HgO, myndast hægt þegar kvikasilfur er hitað undir 500 °C; það brotnar niður við hærra hitastig.

Að brenna frumefni úr hópum 1 og 2 í lofti er ekki hentug leið til að mynda oxíð þessara frumefna. Þessir málmar eru nógu hvarfgjarnir til að bindast nitri í loftinu, þannig að þeir mynda blöndur af oxíðum og jónískum nítríðum. Nokkrir mynda einnig peroxíð eða súperoxíð þegar þeir eru hitaðir í lofti.

Jónísk oxíð innihalda öll oxíðjónina, sem er mjög öflugur vetnisjónaþegi. Að undanskildu hinu mjög torleysta áloxíði, Al₂O₃, tins(IV), SnO₂, og blýs(IV), PbO₂, hvarfast oxíð aðalflokkamálma við sýrur og mynda sölt. Nokkrar jöfnur fyrir þessi efnahvörf eru:

{Na}_{2} O + 2 {HNO}_{3} (a q) ⟶ 2 {NaNO}_{3} (a q) + H_{2} O (l)

CaO (s) + 2HCL (a q) ⟶ {CaCl}_{2} (a q) + H_{2} O (l)

SnO (s) + 2 {HClO}_{4} (a q) ⟶ Sn {({ClO}_{4})}_{2} (a q) + H_{2} O (l)

Oxíð málma í hópum 1 og 2 og tallíns(I)oxíð hvarfast við vatn og mynda hýdroxíð. Dæmi um slík efnahvörf eru:

{Na}_{2} O (s) + H_{2} O (l) ⟶ NaOH (a q)

CaO (s) + H_{2} O (l) ⟶ Ca {(OH)}_{2} (a q)

{Tl}_{2} O (s) + H_{2} O (a q) ⟶ 2TlOH (a q)

Oxíð alkalímálma hafa lítið iðnaðargildi, ólíkt magnesíumoxíði, kalsíumoxíði og áloxíði. Magnesíumoxíð er mikilvægt við framleiðslu á eldmúrsteinum, deiglum, ofnafóðringum og varmaeinangrun – notkunarsvið sem krefjast efnafræðilegs og hitauppstreymislegs stöðugleika. Kalsíumoxíð, stundum kallað brennt kalk eða kalk á iðnaðarmarkaði, er mjög hvarfgjarnt og helstu not þess endurspegla hvarfgirni þess. Hreint kalsíumoxíð gefur frá sér ákaft hvítt ljós þegar það er hitað að háu hitastigi (eins og sýnt er á Mynd 18.43). Kubbar úr kalsíumoxíði sem hitaðir voru með gaslogum voru sviðsljósin í leikhúsum áður en rafmagn varð aðgengilegt. Þetta er uppruni orðatiltækisins „að vera í sviðsljósinu“.

A diagram shows two tubes labeled, “Oxygen,” and, “Hydrogen,” that lead to a lit burner. The burner is aimed at a solid block labeled, “Calcium oxide,” which rests on a laboratory apparatus. — Mynd 18.43 Kalsíumoxíð hefur margvísleg iðnaðarnot. Þegar það er hitað við hátt hitastig gefur það frá sér ákaft hvítt ljós.

Kalsíumoxíð og kalsíumhýdroxíð eru ódýrir basar sem eru mikið notaðir í efnavinnslu, þótt flestar nytsamlegu afurðirnar sem unnar eru úr þeim innihaldi ekki kalsíum. Kalsíumoxíð, CaO, er búið til með því að hita kalsíumkarbónat, CaCO₃, sem er víða og ódýrt fáanlegt sem kalksteinn eða ostruskeljar:

{CaCO}_{3} (s) ⟶ CaO (s) + {CO}_{2} (g)

Þrátt fyrir að þetta niðurbrotsefnahvarf sé afturkræft er hægt að ná 100% heimtum af CaO með því að láta CO₂ sleppa út. Hægt er að útbúa kalsíumhýdroxíð með hinu kunnuglega sýru-basa efnahvarfi leysanlegs málmoxíðs við vatn:

CaO (s) + H_{2} O (l) ⟶ Ca {(OH)}_{2} (s)

Bæði CaO og Ca(OH)₂ eru gagnleg sem basar; þau þiggja róteindir og hlutleysa sýrur.

Áloxíð (Al₂O₃) kemur fyrir í náttúrunni sem steinefnið kórúnd, sem er mjög hart efni notað sem slípiefni til að mala og fægja. Kórúnd er mikilvægt í skartgripaiðnaði sem rúbín og safír. Litur rúbíns stafar af litlu magni af krómi; önnur óhreinindi valda þeim fjölbreyttu litum sem mögulegir eru í safírum. Gervirúbínar og -safírar eru nú framleiddir með því að bræða áloxíð (bræðslumark = 2050 °C) með litlu magni af öðrum oxíðum til að fá fram þá liti sem óskað er eftir og kæla bráðina þannig að stórir kristallar myndist. Rúbínleisarar nota gervirúbínkristalla.

Sinkoxíð, ZnO, var nytsamlegt hvítt litarefni í málningu; mengunarefni hafa þó tilhneigingu til að aflita efnasambandið. Efnasambandið er einnig mikilvægt við framleiðslu á bíldekkjum og öðrum gúmmívörum og við gerð lyfjaára. Til dæmis hjálpa sólarvarnir sem byggja á sinkoxíði, eins og sýnt er á Mynd 18.44, að koma í veg fyrir sólbruna. Sinkoxíðið í þessum sólarvörnum er í formi mjög smárra korna sem kallast nanóagnir. Blýdíoxíð er hluti af hlöðnum blýgeymum. Blý(IV) hefur tilhneigingu til að breytast aftur í stöðugri blý(II)-jónina með því að taka upp tvær rafeindir, þannig að blýdíoxíð er öflugt oxunarefni.

A photograph shows a person’s hand as he or she applies a white cream to his or her leg. — Mynd 18.44 Sinkoxíð verndar óvarða húð gegn sólbruna. (Heimild: breyting á verki eftir „osseous“/Flickr)

Peroxíð og súperoxíð

Peroxíð og súperoxíð eru sterk oxunarefni og eru mikilvæg í efnaferlum. Vetnisperoxíð, H₂O₂, sem er framleitt úr málmperoxíðum, er mikilvægt bleikiefni og sótthreinsiefni. Peroxíð og súperoxíð myndast þegar málmur eða málmoxíð úr flokkum 1 og 2 hvarfast við hreint súrefni við hækkað hitastig. Natríumperoxíð og peroxíð kalsíums, strontíums og baríums myndast við hitun samsvarandi málms eða málmoxíðs í hreinu súrefni:

2Na (s) + O_{2} (g) \overset{Δ}{\to} {Na}_{2} O_{2} (s)

2 {Na}_{2} O (s) + O_{2} (g) \overset{Δ}{\to} 2 {Na}_{2} O_{2} (s)

2SrO (s) + O_{2} (g) \overset{Δ}{\to} 2 {SrO}_{2} (s)

Hægt er að framleiða peroxíð kalíums, rúbidíums og sesíums með því að hita málminn eða oxíð hans í vandlega stýrðu magni af súrefni:

2K (s) + O_{2} (g) ⟶ K_{2} O_{2} (s) (2 mol K per mol O_{2})

Með umframmagni af súrefni myndast súperoxíðin KO₂, RbO₂ og CsO₂. Til dæmis:

K (s) + O_{2} (g) ⟶ {KO}_{2} (s) (1 mol K per mol O_{2})

Stöðugleiki peroxíða og súperoxíða alkalímálmanna eykst með aukinni stærð katjónarinnar.

Hýdroxíð

Hýdroxíð eru efnasambönd sem innihalda OH⁻-jónina. Hægt er að framleiða þessi efnasambönd með tvenns konar efnahvörfum. Auðleyst málmhýdroxíð er hægt að framleiða með efnahvarfi málmsins eða málmoxíðsins við vatn. Torleyst málmhýdroxíð myndast þegar lausn af auðleystu salti málmsins er blandað saman við lausn sem inniheldur hýdroxíðjónir.

Að undanskildu beryllíum og magnesíum hvarfast málmar úr flokkum 1 og 2 við vatn og mynda hýdroxíð og vetnisgas. Dæmi um slík efnahvörf eru:

2Li (s) + 2 H_{2} O (l) ⟶ 2LiOH (a q) + H_{2} (g)

Ca (s) + 2 H_{2} O (l) ⟶ Ca {(OH)}_{2} (a q) + H_{2} (g)

Þessi efnahvörf geta þó verið ofsafengin og hættuleg; því er æskilegra að framleiða auðleyst málmhýdroxíð með efnahvarfi viðkomandi oxíðs við vatn:

{Li}_{2} O (s) + H_{2} O (l) ⟶ 2LiOH (a q)

CaO (s) + H_{2} O (l) ⟶ Ca {(OH)}_{2} (a q)

Flest málmoxíð eru basaanhýdríð (e. base anhydrides). Þetta er augljóst fyrir auðleystu oxíðin því þau mynda málmhýdroxíð. Flest önnur málmoxíð eru torleyst og mynda ekki hýdroxíð í vatni; þau eru samt sem áður basaanhýdríð því þau hvarfast við sýrur.

Hægt er að framleiða torleyst hýdroxíð beryllíums, magnesíums og annarra dæmigerðra málma með álagningu natríumhýdroxíðs við lausn af salti viðkomandi málms. Nettójónajöfnur fyrir efnahvörf sem fela í sér magnesíumsalt, álsalt og sinksalt eru:

{Mg}^{2+} (a q) + 2 {OH}^{−} (a q) ⟶ Mg {(OH)}_{2} (s)

{Al}^{3+} (a q) + 3 {OH}^{−} (a q) ⟶ Al {(OH)}_{3} (s)

{Zn}^{2+} (a q) + 2 {OH}^{−} (a q) ⟶ Zn {(OH)}_{2} (s)

Forðast verður umframmagn af hýdroxíði við framleiðslu á ál-, gallíum-, sink- og tin(II)-hýdroxíðum, annars leysast hýdroxíðin upp og mynda samsvarandi flókajónir: ${{\text{Al(OH)}}_{{4}}^{\text{−}},}$ ${{\text{Ga(OH)}}_{{4}}^{\text{−}},}$ ${{\text{Zn(OH)}}_{{4}}^{{2−}},}$ og ${{\text{Sn(OH)}}_{{3}}^{\text{−}}}$ (sjá Mynd 18.45). Mikilvægi þáttur flókajóna í þessum kafla er að þær myndast með Lewis-sýru-basa-efnahvarfi þar sem málmurinn er Lewis-sýran.

This figure has two photos. The first photo shows a bottle labeled NaOH and a test tube containing a liquid. A white substance appears to be in the liquid. The second photo is set up similarly, but the test tube now contains only a clear liquid. — Mynd 18.45 (a) Þegar lausnum af NaOH og Zn(NO₃)₂ er blandað saman myndast hvítt botnfall af Zn(OH)₂. (b) Álagning á umframmagni af NaOH leiðir til upplausnar botnfallsins. (Heimild: breyting á verki eftir Mark Ott)

Iðnaðurinn notar mikið magn af natríumhýdroxíði sem ódýran, sterkan basa. Natríumklóríð er upphafsefnið við framleiðslu á NaOH því NaCl er ódýrara upphafsefni en oxíðið. Natríumhýdroxíð er meðal 10 mest framleiddu efna í Bandaríkjunum og sú framleiðsla fór nær eingöngu fram með rafgreiningu á lausnum af natríumklóríði. Þetta ferli er kallað klór-alkalíferlið (e. chlor-alkali process) og er aðalaðferðin til að framleiða klór.

Natríumhýdroxíð er jónaefni og bráðnar án þess að brotna niður. Það er mjög auðleyst í vatni, gefur frá sér mikinn hita og myndar mjög basískar lausnir: 40 grömm af natríumhýdroxíði leysast upp í aðeins 60 grömmum af vatni við 25 °C. Natríumhýdroxíð er notað við framleiðslu annarra natríumsambanda og til að hlutleysa súrar lausnir við framleiðslu annarra efna eins og jarðolíuafurða og fjölliða.

Mörg not hýdroxíða felast í hlutleysingu sýra (eins og sýrubindandi lyfið sem sýnt er í Mynd 18.46) og í framleiðslu oxíða með hitasundrun. Vatnskennd lausn magnesíumhýdroxíðs er sýrubindandi lyfið Magnesíummjólk. Vegna þess hve auðvelt er að nálgast það (úr efnahvarfi vatns við kalsíumoxíð sem framleitt er með sundrun kalksteins, CaCO₃), lágs kostnaðar og virkni er kalsíumhýdroxíð mikið notað í iðnaði þar sem þörf er á ódýrum, sterkum basa. Efnahvarf hýdroxíða við viðeigandi sýrur er einnig notað til að framleiða sölt.

A photograph shows a bottle tipped on its side with the words, “Antacid Tablets,” written on the front. An array of colorful, solid disks spill out of the mouth of the bottle. — Mynd 18.46 Kalsíumkarbónat, CaCO₃, er hægt að neyta í formi sýrubindandi lyfs til að hlutleysa áhrif sýru í maganum. (Heimild: „Midnightcomm“/Wikimedia Commons)

Efnafræði í daglegu lífi

Klór-alkalíferlið

Þrátt fyrir að þau séu efnafræðilega mjög ólík eru tengsl milli klórs og natríumhýdroxíðs vegna þess að til er mikilvægt rafefnafræðilegt ferli sem framleiðir þessi tvö efni samtímis. Ferlið, sem er þekkt sem klór-alkalíferlið, nýtir natríumklóríð sem finnst í stórum námum víða um heim. Þetta er rafefnafræðilegt ferli til að oxa klóríðjón í klór og mynda natríumhýdroxíð.

Með því að leiða jafnstraum í gegnum lausn af NaCl færast klóríðjónirnar að jákvæða raftroðinu þar sem oxun í klórgas á sér stað þegar jónin gefur frá sér rafeind til raftroðsins:

2 {Cl}^{−} (a q) ⟶ {Cl}_{2} (g) + 2 e^{-} (at the positive electrode)

Rafeindirnar sem myndast fara í gegnum ytri rafrásina að neikvæða raftroðinu. Þrátt fyrir að jákvæðu natríumjónirnar færist í átt að þessu neikvæða raftroði myndast ekki málmkennt natríum vegna þess að of erfitt er að afoxa natríumjónir við þær aðstæður sem notaðar eru. (Munið að málmkennt natríum er nógu virkt til að hvarfast við vatn og myndi því, jafnvel þótt það myndaðist, strax hvarfast við vatn og mynda natríumjónir aftur.) Þess í stað taka vatnssameindir upp rafeindir frá raftroðinu og gangast undir afoxun til að mynda vetnisgas og hýdroxíðjónir:

2 H_{2} O (l) + 2 e^{-} (from the negative electrode) ⟶ H_{2} (g) + 2 {OH}^{−} (a q)

Heildarárangurinn er umbreyting vatnslausnar NaCl í vatnslausn af NaOH, Cl₂-gasi og H₂-gasi:

2 {Na}^{+} (a q) + 2 {Cl}^{−} (a q) + 2 H_{2} O (l) \overset{electrolysis}{\to} 2 {Na}^{+} (a q) + 2 {OH}^{−} (a q) + {Cl}_{2} (g) + H_{2} (g)

Efnasambönd hliðarhópa málma með súrefni falla í þrjá flokka: (1) oxíð (e. oxides), sem innihalda oxíðjónir, O²⁻; (2) peroxíð (e. peroxides), sem innihalda peroxíðjónir, ${{\text{O}}_{2}^{{2−}},}$ með súrefnis-súrefnis samgildu eintengi og mjög takmarkaðan fjölda súperoxíða (e. superoxides), sem innihalda súperoxíðjónir, ${{\text{O}}_{2}^{\text{−}},}$ með súrefnis-súrefnis samgildum tengjum sem hafa tengigráðu ${1\, \frac{1}{2},}$ Auk þess eru til (3) hýdroxíð (e. hydroxides), sem innihalda hýdroxíðjónir, OH⁻. Allir hliðarhópa málmar mynda oxíð. Sumir málmar í hópi 2 mynda einnig peroxíð, MO₂, og málmar í hópi 1 mynda einnig peroxíð, M₂O₂, og súperoxíð, MO₂.

Súrefnissambönd málmleysingja

Súrefnissambönd brennisteins

Tvö algengustu oxíð brennisteins eru brennisteinsdíoxíð, SO₂, og brennisteinstríoxíð, SO₃. Lyktin af brennandi brennisteini kemur frá brennisteinsdíoxíði. Brennisteinsdíoxíð, sýnt í Mynd 18.47, finnst í eldfjallagösum og í andrúmsloftinu nálægt iðjuverum sem brenna eldsneyti sem inniheldur brennisteinssambönd.

A ball-and-stick model shows a yellow atom labeled, “S,” bonded on either side to a red atom labeled, “O.” A pair of Lewis structures are shown connected by a double-headed arrow. The left Lewis structure shows a sulfur atom with one lone pair of electrons double bonded on the left to an oxygen atom with two lone pairs of electrons and single bonded on the right to an oxygen atom with three lone pairs of electrons. The right Lewis structure is a mirror image of the structure on the left. — Mynd 18.47 Þessi mynd sýnir sameindabyggingu (til vinstri) og vokmyndir (til hægri) brennisteinsdíoxíðs.

Iðnaðarframleiðsla á brennisteinsdíoxíði fer fram annaðhvort með því að brenna brennisteini eða með því að glæða súlfíðgrýti eins og ZnS, FeS₂ og Cu₂S í lofti. (Glæðing, sem myndar málmoxíðið, er fyrsta skrefið í aðskilnaði margra málma frá grýti sínu.) Þægileg aðferð til að framleiða brennisteinsdíoxíð á rannsóknarstofu er með verkun sterkrar sýru á annaðhvort súlfítsölt sem innihalda ${{{\text{SO}}}_{3}^{{2−}}}$ jónina eða vetnissúlfítsölt sem innihalda ${{{\text{HSO}}}_{3}^{\text{−}}.}$ Brennisteinssýrlingur, H₂SO₃, myndast fyrst en sundrast fljótt í brennisteinsdíoxíð og vatn. Brennisteinsdíoxíð myndast einnig þegar mörg afoxunarefni hvarfast við heita, þétta brennisteinssýru. Brennisteinstríoxíð myndast hægt þegar brennisteinsdíoxíð og súrefni eru hituð saman og efnahvarfið er útvermið:

2 {SO}_{2} (g) + O_{2} (g) ⟶ 2 {SO}_{3} (g) Δ H ° = −197,8 kJ

Brennisteinsdíoxíð er gas við stofuhita og SO₂ sameindin er bogin. Brennisteinstríoxíð bráðnar við 17 °C og sýður við 43 °C. Í gufufasa eru sameindir þess stakar SO₃ einingar (sýndar í Mynd 18.48), en í föstu formi er SO₃ til í nokkrum fjölliðuformum.

A ball-and-stick model shows a yellow atom labeled, “S,” bonded to three red atoms labeled, “O.” Three Lewis structures are shown connected by double-headed arrows. The left Lewis structure shows a sulfur atom single bonded on the lower left and right to oxygen atoms with three lone pairs of electrons each. The sulfur atom is also double bonded above to an oxygen atom with two lone pairs of electrons. The middle and right Lewis structures are the same as the left, but show the double bonded oxygen in the lower left and lower right positions, respectively. — Mynd 18.48 Þessi mynd sýnir byggingu (efst) brennisteinstríoxíðs í gasfasa og vokmyndir þess (neðst).

Brennisteinsoxíðin hvarfast sem Lewis-sýrur við mörg oxíð og hýdroxíð í Lewis-sýru-basa efnahvörfum, með myndun súlfíta (e. sulfites) eða vetnissúlfíta (e. hydrogen sulfites), og súlfata (e. sulfates) eða vetnissúlfata (e. hydrogen sulfates), í sömu röð.

Súrefnissambönd halógena

Halógenar hvarfast ekki beint við súrefni, en hægt er að framleiða tvíundar súrefnis-halógen efnasambönd með efnahvörfum halógena við súrefnisinnihaldandi efnasambönd. Súrefnissambönd með klór, brómi og joði eru oxíð vegna þess að súrefni er rafeindadrægara frumefnið í þessum efnasamböndum. Aftur á móti eru efnasambönd flúors með súrefni flúoríð vegna þess að flúor er rafeindadrægara frumefnið.

Sem flokkur eru oxíð afar hvarfgjörn og óstöðug og efnafræði þeirra hefur litla hagnýta þýðingu. Díklóroxíð, formlega kallað díklórmónoxíð, og klórdíoxíð, bæði sýnd á Mynd 18.49, eru einu efnasamböndin sem hafa viðskiptalega þýðingu. Þau eru mikilvæg sem bleikiefni (til notkunar með pappírsmassa og hveiti) og til vatnshreinsunar.

Two space filling models are shown and labeled, “a,” and “b.” Model a shows a red atom labeled, “O,” bonded to two green atoms labeled, “C l,” in a v-shape. Model b shows a green atom labeled, “C l,” bonded to two red atoms labeled, “O,” in a v-shape. — Mynd 18.49 Þessi mynd sýnir byggingu (a) Cl₂O og (b) ClO₂ sameindanna.

Flestir málmleysingjar hvarfast við súrefni og mynda málmleysingjaoxíð. Ýmis oxíð geta myndast, allt eftir tiltækum oxunarástöndum frumefnisins. Flúor getur bundist súrefni og myndað flúoríð eins og OF₂, þar sem súrefnið hefur oxunarástandið 2+.

Súrefnissýrur málmleysingja og sölt þeirra

Málmleysingjaoxíð mynda sýrur þegar þau hvarfast við vatn; þetta eru sýruanhýdríð. Súrefnisanjónirnar sem myndast geta myndað sölt með ýmsum málmjónum.

Súrefnissýrur köfnunarefnis og sölt þeirra

Köfnunarefnispentaoxíð, N₂O₅, og NO₂ hvarfast við vatn og mynda saltpéturssýru, HNO₃. Gullgerðarmenn þekktu saltpéturssýru (sýnd á Mynd 18.50) allt frá áttundu öld sem aqua fortis (sem þýðir „sterkt vatn“). Sýran var gagnleg við að skilja gull frá silfri því hún leysir upp silfur en ekki gull. Örlítið magn saltpéturssýru kemur fyrir í andrúmsloftinu eftir þrumuveður og sölt hennar eru víða í náttúrunni. Gríðarlegar námur af Chile-saltpétri, NaNO₃, eru á eyðimerkursvæðinu nálægt landamærum Chile og Perú. Bengal-saltpétur, KNO₃, finnst á Indlandi og í öðrum löndum Austurlanda fjær.

A space filling model shows a blue atom labeled, “N,” bonded on three sides to red atoms labeled, “O.” One of the red atoms is bonded to a white atom labeled, “H.” A pair of Lewis structures is shown connected by a double-headed arrow. The left Lewis structure shows an oxygen atom with two lone pairs of electrons single bonded on the left to a hydrogen atom and on the right to a nitrogen atom. The nitrogen atom is in turn single bonded to an oxygen atom with three lone pairs of electrons in an upward position and double bonded to an oxygen atom with two lone pairs of electrons in a downward position. The right Lewis structure is the same as the left, but the double bonded oxygen is in the upward position and the single bonded oxygen is in the lower position in relation to the nitrogen atom. — Mynd 18.50 Þessi mynd sýnir sameindabyggingu (vinstri) saltpéturssýru, HNO₃, og bergmálsform hennar (hægri).

Á rannsóknarstofu er hægt að framleiða saltpéturssýru með því að hita nítratsalt (eins og natríum- eða kalíumnítrat) með þéttri brennisteinssýru:

{NaNO}_{3} (s) + H_{2} {SO}_{4} (l) \overset{Δ}{\to} {NaHSO}_{4} (s) + {HNO}_{3} (g)

Ostwald-ferlið (e. ostwald process) er iðnaðaraðferðin til að framleiða saltpéturssýru. Þetta ferli felur í sér oxun ammoníaks í köfnunarefnismónoxíð, NO; oxun köfnunarefnismónoxíðs í köfnunarefnisdíoxíð, NO₂; og frekari oxun og vötnun köfnunarefnisdíoxíðs til að mynda saltpéturssýru:

4 {NH}_{3} (g) + 5 O_{2} (g) ⟶ 4NO (g) + 6 H_{2} O (g)

2NO (g) + O_{2} (g) ⟶ 2 {NO}_{2} (g)

3 {NO}_{2} (g) + H_{2} O (l) ⟶ 2 {HNO}_{3} (a q) + NO (g)

Eða

4 {NO}_{2} (g) + O_{2} (g) + 2 H_{2} O (g) ⟶ 4 {HNO}_{3} (l)

Hrein saltpéturssýra er litlaus vökvi. Hún er þó oft gul eða brún á litinn vegna þess að NO₂ myndast þegar sýran brotnar niður. Saltpéturssýra er stöðug í vatnslausn; lausnir sem innihalda 68% af sýrunni eru fáanlegar í verslunum sem þétt saltpéturssýra. Hún er bæði sterkt oxunarefni og sterk sýra.

Virkni saltpéturssýru á málm framleiðir sjaldan H₂ (með afoxun H⁺) í meira en litlu magni. Þess í stað á sér stað afoxun köfnunarefnis. Myndefnin sem myndast fara eftir styrk sýrunnar, hvarfgirni málmsins og hitastigi. Venjulega myndast blanda af nítrötum, köfnunarefnisoxíðum og ýmsum afoxunarafurðum. Minna hvarfgjarnir málmar eins og kopar, silfur og blý afoxa þétta saltpéturssýru aðallega í köfnunarefnisdíoxíð. Hvarf þynntrar saltpéturssýru við kopar myndar NO. Í báðum tilvikum kristallast nítratsölt málmanna við uppgufun lausnanna sem myndast.

Málmleysingjar, eins og brennisteinn, kolefni, joð og fosfór, oxast með þéttri saltpéturssýru í oxíð sín eða súrefnissýrur, með myndun NO₂:

S (s) + 6 {HNO}_{3} (a q) ⟶ H_{2} {SO}_{4} (a q) + 6 {NO}_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)

C (s) + 4 {HNO}_{3} (a q) ⟶ {CO}_{2} (g) + 4 {NO}_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)

Saltpéturssýra oxar mörg efnasambönd; til dæmis oxar þétt saltpéturssýra auðveldlega saltsýru í klór og klórdíoxíð. Blanda af einum hluta þéttrar saltpéturssýru og þremur hlutum þéttrar saltsýru (kölluð aqua regia, sem þýðir kóngavatn) hvarfast kröftuglega við málma. Þessi blanda er sérstaklega gagnleg til að leysa upp gull, platínu og aðra málma sem erfiðara er að oxa en vetni. Einfölduð jafna til að tákna verkun aqua regia á gull er:

Au (s) + 4HCl (a q) + 3 {HNO}_{3} (a q) ⟶ {HAuCl}_{4} (a q) + 3 {NO}_{2} (g) + 3 H_{2} O (l)

Nítröt (e. nitrates), sölt saltpéturssýru, myndast þegar málmar, oxíð, hýdroxíð eða karbónöt hvarfast við saltpéturssýru. Flest nítröt eru leysanleg í vatni; ein af mikilvægustu notkunum saltpéturssýru er einmitt að búa til leysanleg málmnítröt.

Saltpéturssýra er mikið notuð á rannsóknarstofum og í efnaiðnaði sem sterk sýra og sterkt oxunarefni. Hún er mikilvæg við framleiðslu á sprengiefnum, litarefnum, plasti og lyfjum. Sölt saltpéturssýru (nítröt) eru verðmæt sem áburður. Byssupúður er blanda af kalíumnítrati, brennisteini og viðarkolum.

Hvarf N₂O₃ við vatn gefur fölbláa lausn af saltpéturssýrlingi, HNO₂. Hins vegar er auðveldara að búa til HNO₂ (sýnd á Mynd 18.51) með því að bæta sýru við nítrítlausn; saltpéturssýrlingur er veik sýra, þannig að nítrítjónin er basisk í vatnslausn:

{NO}_{2}^{−} (a q) + H_{3} O^{+} (a q) ⟶ {HNO}_{2} (a q) + H_{2} O (l)

Saltpéturssýrlingur er mjög óstöðugur og er aðeins til í lausn. Hann sundrast hægt við stofuhita (hratt við hitun) í saltpéturssýru og nituroxíð. Saltpéturssýrlingur er virkur oxari með sterkum afoxurum og sterkir oxarar oxa hann í saltpéturssýru.

A space filling model shows a blue atom labeled, “N,” bonded on two sides to red atoms labeled, “O.” One of the red atoms is bonded to a white atom labeled, “H.” — Mynd 18.51 Þessi mynd sýnir sameindabyggingu saltpéturssýrlings, HNO₂.

Natríumnítrít, NaNO₂, er aukefni í kjötvörum eins og pylsum og áleggi. Nítrítjónin hefur tvö hlutverk. Hún takmarkar vöxt baktería sem geta valdið matareitrun og hún lengir þann tíma sem kjötið heldur rauðum lit sínum. Notkun natríumnítríts í kjötvörur er umdeild vegna þess að saltpéturssýrlingur hvarfast við ákveðin lífræn efnasambönd og myndar flokk efnasambanda sem kallast nítrósamín. Nítrósamín valda krabbameini í tilraunadýrum. Þetta hefur orðið til þess að FDA hefur takmarkað magn NaNO₂ í matvælum.

Nítrít eru mun stöðugri en sýran, en nítrít, líkt og nítröt, geta sprungið. Nítrít, líkt og nítröt, eru einnig leysanleg í vatni (AgNO₂ er aðeins örlítið leysanlegt).

Oxósýrur og sölt fosfórs

Hrein ortófosfórsýra, H₃PO₄ (sýnd á Mynd 18.52), myndar litlausa, vökvasækna kristalla sem bráðna við 42 °C. Algengt heiti þessa efnasambands er fosfórsýra og hún er fáanleg í verslunum sem seigfljótandi 82% lausn, þekkt sem sírópskennd fosfórsýra. Eitt notkunarsvið fosfórsýru er sem aukefni í mörgum gosdrykkjum.

Ein iðnaðaraðferð til að framleiða ortófosfórsýru er að meðhöndla kalsíumfosfatgrjót með þéttri brennisteinssýru:

{Ca}_{3} {({PO}_{4})}_{2} (s) + 3 H_{2} {SO}_{4} (a q) ⟶ 2 H_{3} {PO}_{4} (a q) + 3 {CaSO}_{4} (s)

A space filling model shows an orange atom labeled, “P,” bonded on four sides to red atoms labeled, “O.” Three of the red atoms are bonded to white atoms labeled, “H.” A Lewis structure is also shown in which a phosphorus atom is single bonded to four oxygen atoms, three of which have two lone pairs of electrons, and one of which has three lone pairs of electrons. The oxygen atoms with two lone pairs of electrons are single bonded to hydrogen atoms. — Mynd 18.52 Ortófosfórsýra, H₃PO₄, er litlaus þegar hún er hrein og hefur þessa sameindabyggingu (til vinstri) og Lewis-byggingu (til hægri).

Þynning afurðanna með vatni, fylgt eftir með síun til að fjarlægja kalsíumsúlfat, gefur þynnta sýrulausn sem er menguð af kalsíumtvívetnisfosfati, Ca(H₂PO₄)₂, og öðrum efnasamböndum sem tengjast kalsíumfosfatgrjóti. Hægt er að framleiða hreina ortófosfórsýru með því að leysa P₄O₁₀ upp í vatni.

Hvarf vatns við P₄O₆, PCl₃, PBr₃ eða PI₃ myndar fosfórssýrling, H₃PO₃ (sýndur á Mynd 18.53). Besta aðferðin til að framleiða hreinan fosfórssýrling er með vatnsrofi á fosfórtríklóríði:

{PCl}_{3} (l) + 3 H_{2} O (l) ⟶ H_{3} {PO}_{3} (a q) + 3HCl (g)

Með því að hita lausnina sem myndast er vetnisklóríðinu eytt út og vatnið gufar upp. Þegar nægilegt vatn hefur gufað upp myndast hvítir kristallar af fosfórssýrlingi við kælingu. Kristallarnir eru vökvasæknir, mjög leysanlegir í vatni og hafa hvítlaukslíka lykt. Fast efnið bráðnar við 70,1 °C og sundrast við um 200 °C með sundrun í fosfín og ortófosfórsýru:

4 H_{3} {PO}_{3} (l) ⟶ {PH}_{3} (g) + 3 H_{3} {PO}_{4} (l)

A space filling model shows an orange atom labeled, “P,” bonded on three sides to red atoms labeled, “O,” and on the other side to a white atom labeled, “H.” Two of the red atoms are bonded to white atoms labeled, “H.” A Lewis structure is also shown in which a phosphorus atom is single bonded to a hydrogen atom and three oxygen atoms, two of which have two lone pairs of electrons and single bonds to hydrogen atoms, and one of which has three lone pairs of electrons. — Mynd 18.53 Í sameind fosfórssýrlings, H₃PO₃, eru aðeins tvö vetnisatóm sem eru tengd súrefnisatómi sýr.

Fosfórssýrlingur myndar aðeins tvær raðir salta, sem innihalda tvívetnisfosfítjónina, ${{\text{H}}_{2}{{\text{PO}}}_{3}^{\text{−}},}$ , eða vetnisfosfatjónina, ${{{\text{HPO}}}_{3}^{{2−}},}$ . Ekki er hægt að skipta út þriðja vetnisatóminu þar sem það er ekki mjög súrt, enda er ekki auðvelt að jóna P-H tengið.

Oxósýrur og sölt brennisteins

Framleiðsla brennisteinssýru, H₂SO₄ (sýnd á Mynd 18.54), hefst með oxun brennisteins í brennisteinstríoxíð og síðan er tríoxíðinu breytt í brennisteinssýru. Hrein brennisteinssýra er litlaus, olíukenndur vökvi sem frýs við 10,5 °C. Hún rýkur við hitun vegna þess að sýran sundrast í vatn og brennisteinstríoxíð. Við hitun tapast meira brennisteinstríoxíð en vatn, þar til styrkur sýrunnar nær 98,33%. Sýra með þessum styrk sýður við 338 °C án frekari breytinga á styrk (lausn með fast suðumark) og er hin almenna þétta H₂SO₄. Magn brennisteinssýru sem notað er í iðnaði er meira en nokkurs annars framleidds efnasambands.

A space filling model shows a yellow atom labeled, “S,” bonded on four sides to red atoms labeled, “O.” Two of the red atoms are bonded to white atoms labeled, “H.” — Mynd 18.54 Brennisteinssýra hefur fjórflötunga sameindabyggingu.

Hin mikla sækni þéttrar brennisteinssýru í vatn gerir hana að góðu þurrkefni. Hægt er að þurrka lofttegundir og óblandanlega vökva sem hvarfast ekki við sýruna með því að leiða þá í gegnum hana.

Brennisteinssýra er sterk tvíróteindasýra sem jónast í tveimur þrepum. Í vatnslausn er fyrsta þrepið nánast fullkomið. Seinni jónunin er ekki nærri því eins fullkomin og ${{{\text{HSO}}}_{4}^{-}}$ er meðalsterk sýra (um 25% jónuð í lausn af ${{{\text{HSO}}}_{4}^{\text{−}}}$ salti: K_a = 1,2 ${\times}$ 10⁻²).

Þar sem brennisteinssýra er tvígild sýra myndar hún bæði súlföt, eins og Na₂SO₄, og vetnissúlföt, eins og NaHSO₄. Flest súlföt eru vatnsleysanleg; hins vegar eru súlföt baríums, strontíums, kalsíums og blýs aðeins örlítið vatnsleysanleg.

Meðal mikilvægra súlfata eru Na₂SO₄⋅10H₂O og Epsom-sölt, MgSO₄⋅7H₂O. Þar sem ${{{\text{HSO}}}_{4}^{-}}$ jónin er sýra sýna vetnissúlföt, eins og NaHSO₄, sýruhegðun og þetta efnasamband er aðalefnið í sumum hreinsiefnum fyrir heimili.

Heit, þétt brennisteinssýra er oxunarefni. Það fer eftir styrk hennar, hitastigi og styrk afoxunarefnisins, en brennisteinssýra oxar mörg efnasambönd og afoxast í leiðinni yfir í SO₂, ${{{\text{HSO}}}_{3}^{\text{−}},}$ ${{{\text{SO}}}_{3}^{{2−}},}$ S, H₂S_, eða S²⁻.

Brennisteinsdíoxíð leysist upp í vatni og myndar brennisteinssýrling, eins og við er að búast af oxíði málmleysingja. Brennisteinssýrlingur er óstöðugur og ekki er hægt að einangra vatnsfrían H₂SO₃. Við hitun á lausn brennisteinssýrlings losnar brennisteinsdíoxíð. Eins og aðrar tvígildar sýrur jónast brennisteinssýrlingur í tveimur skrefum: Vetnissúlfítjónin, ${{{\text{HSO}}}_{3}^{\text{−}},}$ og súlfítjónin, ${{{\text{SO}}}_{3}^{{2−}},}$ myndast. Brennisteinssýrlingur er meðalsterk sýra. Jónun er um 25% í fyrsta skrefi, en mun minni í öðru (K_a1 = 1,2 ${\times}$ 10⁻² og K_a2 = 6,2 ${\times}$ 10⁻⁸).

Til að útbúa föst súlfít- og vetnissúlfítsölt er nauðsynlegt að bæta efnismagnsfræðilegu magni af basa við brennisteinssýrlingslausn og gufa síðan upp vatnið. Þessi sölt myndast einnig við hvarf SO₂ við oxíð og hýdroxíð. Við hitun á föstu natríumvetnissúlfíti myndast natríumsúlfít, brennisteinsdíoxíð og vatn:

2 {NaHSO}_{3} (s) \overset{Δ}{\to} {Na}_{2} {SO}_{3} (s) + {SO}_{2} (g) + H_{2} O (l)

Sterk oxunarefni geta oxað brennisteinssýrling. Súrefni í loftinu oxar hann hægt yfir í hina stöðugri brennisteinssýru:

2 H_{2} {SO}_{3} (a q) + O_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \overset{Δ}{\to} 2 H_{3} O^{+} (a q) + 2 {HSO}_{4}^{−} (a q)

Lausnir súlfíta eru einnig mjög næmar fyrir oxun í lofti og mynda þá súlföt. Þess vegna innihalda lausnir súlfíta alltaf súlföt eftir að hafa komist í snertingu við loft.

Oxósýrur halógena og sölt þeirra

Efnasamböndin HXO, HXO₂, HXO₃ og HXO₄, þar sem X táknar Cl, Br eða I, eru hýpóhalósýrur, halósýrur, halósýrur og perhalósýrur. Styrkur þessara sýra eykst frá hýpóhalósýrum, sem eru mjög veikar sýrur, yfir í perhalósýrur, sem eru mjög sterkar. Tafla 18.3 telur upp þekktar sýrur og þar sem þekkt er, eru pK_a gildi þeirra gefin innan sviga.

Tafla 18.3
Oxósýrur halógena
Nafn	Flúor	Klór	Bróm	Joð
hýpóhalósýra	HOF	HOCl (7,5)	HOBr (8,7)	HOI (11)
halósýra		HClO₂ (2,0)
halínsýra		HClO₃	HBrO₃	HIO₃ (0,8)
perhalínsýra		HClO₄	HBrO₄	HIO₄ (1,6)
paraperhalínsýra				H₅IO₆ (1,6)

Eina þekkta oxósýra flúors er hin mjög óstöðuga hýpóflúorsýra, HOF, sem er útbúin með hvarfi flúors á gasformi við ís:

F_{2} (g) + H_{2} O (s) ⟶ HOF (g) + HF (g)

Efnasambandið er mjög óstöðugt og brotnar niður yfir −40 °C. Þetta efnasamband jónast ekki í vatni og engin þekkt sölt eru til. Það er óvíst hvort nafnið hýpóflúorsýra sé jafnvel viðeigandi fyrir HOF; heppilegra nafn gæti verið vetnishýpóflúorít.

Hvörf klórs og bróms við vatn eru sambærileg við hvarf flúors við ís, en þessi hvörf ganga ekki til fulls og af verður blanda af halógeninu og viðkomandi hýpóhalósýrum og vetnishalíðsýrum. Aðrar en HOF eru hýpóhalósýrur aðeins til í lausn. Hýpóhalósýrurnar eru allar mjög veikar sýrur; þó er HOCl sterkari sýra en HOBr, sem aftur er sterkari en HOI.

Þegar basa er bætt við lausnir af hýpóhalógenkenndum sýrum myndast lausnir af söltum sem innihalda basísku hýpóhalítjónirnar, OX⁻. Hægt er að einangra þessi sölt sem föst efni. Öll hýpóhalít eru óstöðug með tilliti til óhóflegrar skiptingar í lausn, en hvarfið er hægt fyrir hýpóklórít. Hýpóbrómít og hýpójóðít óhóflega skiptast hratt, jafnvel í kulda:

3 {XO}^{−} (a q) ⟶ 2 X^{−} (a q) + {XO}_{3}^{−} (a q)

Natríumhýpóklórít er ódýrt bleikiefni (Clorox) og sýkladrepandi efni. Framleiðsla þess í atvinnuskyni felur í sér rafgreiningu á köldum, þynntum, vatnskenndum natríumklóríðlausnum við aðstæður þar sem klór og hýdroxíðjónir sem myndast geta hvarfast. Nettóhvarfið er:

{Cl}^{−} (a q) + H_{2} O (l) \overset{electrical energy}{\to} {ClO}^{−} (a q) + H_{2} (g)

Eina örugglega þekkta halógenkennda sýran er klórsýra, HClO₂, sem fæst með hvarfi baríumklóríts við þynnta brennisteinssýru:

Ba {({ClO}_{2})}_{2} (a q) + H_{2} {SO}_{4} (a q) ⟶ {BaSO}_{4} (s) + 2 {HClO}_{2} (a q)

Með því að sía óleysanlega baríumsúlfatið frá fæst lausn af HClO₂. Klórsýra er ekki stöðug; hún brotnar hægt niður í lausn og myndar klórdíoxíð, saltsýru og vatn. Klórsýra hvarfast við basa og myndar sölt sem innihalda klórítjónina (sýnd í Mynd 18.55). Natríumklórít er mikið notað við bleikingu á pappír vegna þess að það er sterkt oxunarefni og skemmir ekki pappírinn.

Three models of molecules are shown, each surrounded by brackets and each with a superscript negative sign outside the brackets. The left molecule shows a chlorine atom with two orbitals occupied by lone pairs of electrons. The chlorine atom is single bonded to two oxygen atoms, all of which are located at 109.5 degree angles from one another. The center molecule shows a space-filling model with a green atom labeled, “C l,” bonded to two red atoms labeled, “O.” The right molecule is a Lewis structure of a chlorine atom with two lone pairs of electrons surrounded by two oxygen atoms on either side, each with four lone pairs of electrons. — Mynd 18.55 Klórítjónir, ${{{\text{ClO}}}_{2}^{\text{−}},}$ , myndast þegar klórsýra hvarfast við basa.

Klórsýra, HClO₃, og brómsýra, HBrO₃, eru aðeins stöðugar í lausn. Hvarf joðs við þétta saltpéturssýru myndar stöðuga hvíta joðsýru, HIO₃:

I_{2} (s) + 10 {HNO}_{3} (a q) ⟶ 2 {HIO}_{3} (s) + 10 {NO}_{2} (g) + 4 H_{2} O (l)

Hægt er að fá léttari halógenkenndu sýrurnar úr baríumsöltum þeirra með hvarfi við þynnta brennisteinssýru. Hvarfið er hliðstætt því sem notað er til að framleiða klórsýru. Allar halógenkenndu sýrurnar eru sterkar sýrur og mjög virk oxunarefni. Sýrurnar hvarfast við basa og mynda sölt sem innihalda klóratjónir (sýndar í Mynd 18.56). Önnur framleiðsluaðferð er rafefnafræðileg oxun á heitri lausn málmhalíðs til að mynda viðeigandi málmklóröt. Natríumklórat er illgresiseyðir; kalíumklórat er notað sem oxunarefni.

Perklórsýra, HClO₄, myndast þegar perklórat, eins og kalíumperklórat, er meðhöndlað með brennisteinssýru við lækkaðan þrýsting. Hægt er að eima HClO₄ úr blöndunni:

{KClO}_{4} (s) + H_{2} {SO}_{4} (a q) ⟶ {HClO}_{4} (g) + {KHSO}_{4} (s)

Þynntar vatnslausnir af perklórsýru eru nokkuð stöðugar við hita, en styrkur yfir 60% er óstöðugur og hættulegur. Perklórsýra og sölt hennar eru öflug oxunarefni, þar sem hið mjög rafneikvæða klór er stöðugra í lægra oxunarástandi en 7+. Alvarlegar sprengingar hafa orðið við upphitun á þéttum lausnum með efnum sem oxast auðveldlega. Hins vegar eru hvarf hennar sem oxunarefnis hæg þegar perklórsýra er köld og þynnt. Sýran er ein af sterkustu sýrum sem til eru. Flest sölt sem innihalda perklóratjónina (sýnd í Mynd 18.57) eru leysanleg. Hægt er að framleiða þau með hvörfum basa við perklórsýru og, í atvinnuskyni, með rafgreiningu á heitum lausnum klóríða þeirra.

Two models of molecules are shown, both with a superscript negative sign. The left molecule shows a space-filling model with a green atom labeled, “C l,” bonded to four red atoms labeled, “O.” The right molecule is a Lewis structure of a chlorine atom surrounded by four oxygen atoms, each with four lone pairs of electrons. The Lewis structure is surrounded by brackets, and the superscript negative sign appears outside the brackets. — Mynd 18.57 Perklóratjónir, ${{{\text{ClO}}}_{4}^{\text{−}},}$ , geta myndast þegar perklórsýra hvarfast við basa eða með rafgreiningu á heitum lausnum klóríða þeirra.

Erfitt er að framleiða perbrómatsölt og bestu nýmyndanirnar sem nú eru til staðar fela í sér oxun brómata í basískri lausn með flúorgasi og síðan sýringu. Fá, ef nokkur, not eru fyrir þessa sýru eða sölt hennar í atvinnuskyni.

Það eru til nokkrar mismunandi sýrur sem innihalda joð í 7+ oxunarástandi; þær eru meðal annars metaperjoðsýra, HIO₄, og paraperjoðsýra, H₅IO₆. Þessar sýrur eru sterk oxunarefni og hvarfast við basa til að mynda viðeigandi sölt.

Námsmarkmið