18.9 Útbreiðsla, framleiðsla og efnasambönd súrefnis

18.9 Útbreiðsla, framleiðsla og efnasambönd súrefnis

Súrefni er algengasta frumefnið í jarðskorpunni. Yfirborð jarðar samanstendur af jarðskorpu, lofthjúpi og vatnshvolfi. Um það bil 50% af massa jarðskorpunnar er súrefni (bundið öðrum frumefnum, einkum kísil). Súrefni finnst sem O₂ sameindir og, að litlu leyti, sem O₃ (óson) sameindir í lofti. Það myndar um 20% af massa loftsins. Um 89% af massa vatns er bundið súrefni. Í sameiningu við kolefni, vetni og köfnunarefni er súrefni stór hluti plantna og dýra.

Súrefni er litlaus, lyktarlaus og bragðlaus lofttegund við venjulegt hitastig. Það hefur aðeins meiri eðlismassa en loft. Þótt það leysist aðeins upp í vatni að litlu leyti (49 mL af gasi leysast upp í 1 L við staðalaðstæður) er leysni súrefnis mjög mikilvæg fyrir lífríki í vatni.

Mestallt súrefni sem einangrað er til iðnaðarnota kemur úr lofti og afgangurinn úr rafgreiningu vatns. Aðskilnaður súrefnis frá lofti hefst á því að kæla og þjappa loftinu þar til það verður að vökva. Þegar fljótandi loft hitnar skilur súrefni, sem hefur hærra suðumark (90 K), sig frá köfnunarefni, sem hefur lægra suðumark (77 K). Hægt er að aðskilja aðra þætti loftsins um leið á grundvelli mismunandi suðumarks þeirra.

Súrefni er nauðsynlegt í brunaferlum eins og við bruna eldsneytis. Plöntur og dýr nota súrefni úr loftinu við öndun. Gjöf súrefnisbætts lofts er mikilvæg læknismeðferð 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 til iðnaðarnota 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 á málmum með vetnis- og asetýlenlogsuðutækjum.

Fljótandi súrefni er mikilvægt fyrir geimiðnaðinn. Það er oxunarefni í eldflaugahreyflum. Það er einnig uppspretta súrefnis á gasformi fyrir lífsviðhald í geimnum.

Eins og við vitum er súrefni mjög mikilvægt fyrir líf. Orkan sem þarf til að viðhalda eðlilegri líkamsstarfsemi í mönnum og öðrum lífverum kemur frá hægri oxun efnasambanda. Súrefni er lokahlekkurinn sem oxunarefni í þessum efnahvörfum. Í mönnum fer súrefni frá lungum út í blóðið, þar sem það sameinast blóðrauða (hemóglóbíni) og myndar súrefnisblóðrauða (oxýhemóglóbín). Í þessu formi flytur blóðið súrefnið til vefja, þar sem það flyst yfir í frumur og nýtist sem efnafræðilegur oxari. Lokaafurðir þessa ferlis eru koltvíoxíð og vatn. Blóðið flytur koltvíoxíðið um bláæðarnar til lungnanna, þar sem það losar sig við koltvíoxíðið og tekur upp nýjan skammt af súrefni. Meltun og upptaka fæðu endurnýja þau efni sem eyðast við oxun í líkamanum. Orkan sem losnar er sú sama og ef fæðan hefði brunnið utan líkamans.

Grænar plöntur endurnýja stöðugt súrefnið í andrúmsloftinu með ferli sem kallast ljóstillífun. Afurðir ljóstillífunar geta verið breytilegar, en almennt breytir ferlið koltvíoxíði og vatni í glúkósa (sykur) og súrefni með hjálp ljósorku:

Þannig skilar súrefnið, sem varð að koltvíoxíði og vatni við efnaskipti í plöntum og dýrum, sér aftur út í andrúmsloftið með ljóstillífun.

Þegar þurru súrefni er hleypt á milli tveggja rafstraumshlaðinna platna myndast óson (O₃, sýnt á mynd 18.42 ). Óson er fjölgervingur súrefnis og hefur einkennandi lykt. Myndun ósons úr súrefni er innvermið efnahvarf þar sem orkan kemur frá rafneista, varma eða útfjólubláu ljósi:

Sú sterka lykt sem fylgir neistamyndun í rafbúnaði stafar að hluta til af ósoni.

Ósón myndast á náttúrulegan hátt í efri lögum lofthjúpsins þegar útfjólublátt ljós frá sólinni verkar á súrefnið þar. Mest af ósóni lofthjúpsins er í heiðhvolfinu, lagi lofthjúpsins sem nær frá um 10 til 50 kílómetra hæð yfir yfirborði jarðar. Þetta ósón virkar sem skjöldur gegn skaðlegu útfjólubláu ljósi frá sólinni með því að gleypa það í gegnum efnafræðilegt niðurbrotshvarf:

Hvarfgjörnu súrefnisfrumeindirnar sameinast aftur súrefnissameindum til að fullkomna ósónhringrásina. Tilvist ósóns í heiðhvolfinu dregur úr tíðni húðkrabbameins og öðrum skaðlegum áhrifum útfjólublárrar geislunar. Sýnt hefur verið fram á með óyggjandi hætti að klórflúorkolefni, CFCs (þekkt undir vöruheitinu Freon), sem notuð voru sem drifefni í úðabrúsum og sem kælimiðlar, ollu eyðingu ósóns í heiðhvolfinu. Þetta gerðist vegna þess að útfjólublátt ljós veldur einnig niðurbroti á CFCs, sem myndar klórfrumeindir. Klórfrumeindirnar hvarfast við ósónsameindir, sem leiðir til nettóeyðingar á O₃ sameindum úr heiðhvolfinu. Þetta ferli er skoðað nánar í umfjöllun okkar um efnahraðafræði. Alþjóðlegt átak er í gangi til að draga úr magni CFCs í atvinnuskyni, og ósóngatið er þegar farið að minnka eftir því sem styrkur klórfrumeinda í andrúmsloftinu minnkar. Þótt ósón í heiðhvolfinu hjálpi til við að vernda okkur, er ósón í veðrahvolfinu vandamál. Þetta ósón er eitraður hluti af ljósefnafræðilegri reykjarmóðu.

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

Efnahvörf

Súrefni á frumefnisformi er sterkt oxunarefni. Það hvarfast við flest önnur frumefni og mörg efnasambönd.

Efnahvörf við frumefni

Súrefni hvarfast beint við stofuhita eða við hærra hitastig við öll önnur frumefni að undanskildum eðalgösum, halógenum og nokkrum hliðarmálmum í annarri og þriðju lotu sem hafa litla hvarfgirni (þeim sem hafa hærra afoxunarmætti en kopar). Ryð er dæmi um efnahvarf súrefnis við járn. Virkari málmar mynda peroxíð eða ofuroxíð. Minna virkir málmar og málmleysingjar mynda oxíð. Hér eru tvö dæmi um slík efnahvörf:

Oxíð halógena, að minnsta kosti eins eðalgass, og málma með hærra afoxunarmætti en kopar myndast ekki við beint efnahvarf frumefnanna við súrefni.

Efnahvörf við efnasambönd

Súrefni á frumefnisformi 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 oxunarstigið 2−. Þar sem brennisteinninn hefur ekki náð hámarksoxunarstigi sínu mætti búast við því að H₂S hvarfist við súrefni. Það gerir það og myndar vatn og brennisteinsdíoxíð. Efnahvarfið er:

Einnig er hægt að oxa oxíð eins og CO og P₄O₆ sem innihalda frumefni á lægra oxunarstigi. Sú auðveldni sem súrefni á frumefnisformi tekur til sín rafeindir endurspeglast í því hversu erfitt er að fjarlægja rafeindir frá súrefni í flestum oxíðum. Af frumefnunum er það aðeins hið mjög hvarfgjarna flúor sem getur oxað oxíð til að mynda súrefnisgas.

Oxíð, peroxíð og hýdroxíð

Efnasambönd dæmigerðra málma við súrefni skiptast í þrjá flokka: (1) oxíð, sem innihalda oxíðjónir, O²⁻; (2) peroxíð, sem innihalda peroxíðjónir, ${{\mathrm{O}}_2}^{2-}$ með samgildum eintengjum milli súrefnisatóma, og mjög takmarkaðan fjölda ofuroxíða, sem innihalda ofuroxíðjónir, O₂⁻, með samgildum tengjum milli súrefnisatóma sem hafa tengistigið 1½. Að auki eru til (3) hýdroxíð, sem innihalda hýdroxíðjónir, OH⁻. Allir dæmigerðir málmar mynda oxíð. Sumir málmar í flokki 2 mynda einnig peroxíð, MO₂, og málmar í flokki 1 mynda einnig peroxíð, M₂O₂, og ofuroxíð, MO₂.

Oxíð

Hægt er að framleiða oxíð flestra dæmigerðra málma með því að hita samsvarandi hýdroxíð (sem myndar oxíðið og vatnsgufu) eða karbónöt (sem myndar oxíðið og CO₂ á gasformi). Jöfnur fyrir dæmigerð efnahvörf eru:

Sölt alkalímálma eru þó almennt mjög stöðug og brotna ekki auðveldlega niður við hitun. Oxíð alkalímálma myndast við oxunar-afoxunarhvörf sem verða til við að hita nítröt eða hýdroxíð með málmunum. Jöfnur fyrir dæmigerð efnahvörf eru:

Að kvikasilfur(II)oxíði undanskildu er hægt að framleiða oxíð málma í flokkum 2–15 með því að brenna viðkomandi málm í lofti. Þyngsta frumefni hvers flokks, þar sem áhrif tregra rafeindapara eru mest áberandi, myndar oxíð þar sem oxunarstig málmjónarinnar er tveimur lægra en oxunarstig flokksins (áhrif tregra rafeindapara). Þannig myndast Tl₂O, PbO og Bi 2 O₃ þegar þallíum, blý og bismút eru brennd. Oxíð léttari frumefna hvers flokks sýna oxunarstig flokksins. Til dæmis myndast SnO₂ við bruna á tini. Kvikasilfur(II)oxíð, HgO, myndast hægt þegar kvikasilfur er hitað niður fyrir 500 °C, en það brotnar niður við hærra hitastig.

Að brenna frumefni í flokkum 1 og 2 í lofti er ekki hentug leið til að mynda oxíð þessara efna. Þessir málmar eru nægilega hvarfgjarnir til að sameinast köfnunarefni í loftinu og mynda því blöndur af oxíðum og jónískum nítríðum. Nokkrir þeirra mynda einnig peroxíð eða ofuroxíð þegar þeir eru hitaðir í lofti.

Öll jónísk oxíð innihalda oxíðjónina, sem er mjög öflugur vetnisjónaþegi. Að undanskildum hinu mjög torleysanlega áloxíði, Al₂O₃, tin(IV)oxíði, SnO₂, og blý(IV)oxíði, PbO₂, hvarfast oxíð dæmigerðra málma við sýrur og mynda sölt. Nokkrar jöfnur fyrir þessi efnahvörf eru:

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

Oxíð alkalímálma hafa lítið iðnaðargildi, ólíkt magnesíumoxíði, kalsíumoxíði og áloxíði. Magnesíumoxíð er mikilvægt við gerð eldfastra múrsteina, deigla, ofnfóðringa og varmaeinangrunar — notkunarsvið sem krefjast efnafræðilegs og varmafræðilegs stöðugleika. Kalsíumoxíð, stundum kallað óslökkt kalk eða kalk á iðnaðarmarkaði, er mjög hvarfgjarnt og helstu notkunarmöguleikar þess endurspegla þá hvarfgirni. Hreint kalsíumoxíð gefur frá sér skært hvítt ljós þegar það er hitað upp í hátt hitastig (eins og sýnt er á mynd 18.43 ). Kalsíumoxíðkubbar hitaðir með gaslogum voru notaðir sem sviðsljós í leikhúsum áður en rafmagn kom til sögunnar. Þaðan er enska orðatiltækið „in the limelight“ (í sviðsljósinu) komið.

Kalsíumoxíð og kalsíumhýdroxíð eru ódýrir basar sem eru mikið notaðir í efnavinnslu, þótt flestar gagnlegar afurðir sem unnar eru úr þeim innihaldi ekki kalsíum. Kalsíumoxíð, CaO, er framleitt með því að hita kalsíumkarbónat, CaCO₃, sem er víða fáanlegt og ódýrt í formi kalksteins eða ostruskelja:

Þótt þetta niðurbrotshvarf sé umhverft er hægt að fá 100% nýtni af CaO með því að leyfa CO₂ að sleppa út. Hægt er að framleiða kalsíumhýdroxíð með hinu þekkta sýru-basa hvarfi leysanlegs málmoxíðs við vatn:

Bæði CaO og Ca(OH) 2 eru gagnleg sem basar; þau taka við róteindum og hlutleysa sýrur.

Áloxíð (Al₂O₃ ) finnst í náttúrunni sem steindin kórúnd, sem er mjög hart efni notað sem svarfefni til slípunar og fægingar. Kórúnd er mikilvægt í skartgripagerð sem rúbínn og safír. Litur rúbíns stafar af tilvist lítils magns af króm; önnur óhreinindi kalla fram þann fjölbreytta litaskala sem safírar geta haft. Gervirúbínar og gervisafírar eru nú framleiddir með því að bræða áloxíð (bræðslumark = 2050 °C) ásamt litlu magni af oxíðum til að fá fram æskilega liti, og kæla bráðina þannig að stórir kristallar myndist. Rúbínleysar nota tilbúna rúbínkristalla.

Sinkoxíð, ZnO, var gagnlegt hvítt litarefni í málningu, en mengunarefni eiga þó til að upplita efnasambandið. Efnasambandið er einnig mikilvægt við framleiðslu á bíldekkjum og öðrum gúmmívörum, sem og við gerð lækningasmyrsla. Til dæmis hjálpa sólarvarnir sem byggjast á sinkoxíði, eins og sýnt er á mynd 18.44, til við að koma í veg fyrir sólbruna. Sinkoxíðið í þessum sólarvörnum er í formi mjög smárra korna sem kallast nanóagnir. Blýdíoxíð er hluti af hlöðnum blýrafgeymum. Blý(IV) hefur tilhneigingu til að hverfa aftur í hina stöðugri blý(II)jón með því að taka til sín tvær rafeindir, þannig að blýdíoxíð er öflugur oxari.

Peroxíð og ofuroxíð

Peroxíð og ofuroxíð eru sterk oxunarefni og gegna mikilvægu hlutverki í efnafræðilegum ferlum. Vetnisperoxíð, H₂O₂, sem framleitt er úr málmperoxíðum, er mikilvægt bleiki- og sótthreinsiefni. Peroxíð og ofuroxíð myndast þegar málmar eða málmoxíð í flokkum 1 og 2 hvarfast við hreint súrefni við háan hita. Natríumperoxíð og peroxíð kalsíums, strontíums og baríums myndast við hitun viðkomandi málms eða málmoxíðs í hreinu súrefni:

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

Sé súrefni í umframmagni myndast ofuroxíðin KO₂, RbO₂ og CsO₂. Til dæmis:

Stöðugleiki peroxíða og ofuroxíða alkalímálma eykst eftir því sem stærð katjónarinnar vex.

Hýdroxíð

Hýdroxíð eru efnasambönd sem innihalda OH⁻ jónina. Hægt er að framleiða þessi efnasambönd með tveimur megingerðum efnahvarfa. Leysanleg málmhýdroxíð má framleiða með hvarfi málms eða málmoxíðs við vatn. Óleysanleg málmhýdroxíð myndast þegar lausn af leysanlegu salti málmsins sameinast lausn sem inniheldur hýdroxíðjónir.

Að beryllíumi og magnesíumi undanskildum hvarfast málmar í flokkum 1 og 2 við vatn og mynda hýdroxíð og vetnisgas. Dæmi um slík efnahvörf eru:

Þessi efnahvörf geta þó verið ofsafengin og hættuleg. Því er æskilegra að framleiða leysanleg málmhýdroxíð með hvarfi viðkomandi oxíðs við vatn:

Flest málmoxíð eru basísk anhýdríð. Þetta er augljóst í tilfelli leysanlegra oxíða þar sem þau mynda málmhýdroxíð. Flest önnur málmoxíð eru óleysanleg og mynda ekki hýdroxíð í vatni. Þau teljast þó enn til basískra anhýdríða þar sem þau hvarfast við sýrur.

Hægt er að útbúa óleysanleg hýdroxíð beryllíums, magnesíums og annarra dæmigerðra málma með því að bæta natríumhýdroxíði út í lausn af salti viðkomandi málms. Nettójónajöfnur fyrir efnahvörfin sem fela í sér magnesíumsalt, álsalt og sinksalt eru:

Forðast verður umframmagn af hýdroxíði þegar hýdroxíð áls, gallíums, sinks og tins(II) eru útbúin, annars leysast hýdroxíðin upp og mynda samsvarandi flókjónir: ${\mathrm{Al}{(\mathrm{O}\mathrm{H})}_4}^{-}$ ${\mathrm{Ga}{(\mathrm{O}\mathrm{H})}_4}^{-}$ ${\mathrm{Zn}{(\mathrm{O}\mathrm{H})}_4}^{2-}$ og ${\mathrm{Sn}{(\mathrm{O}\mathrm{H})}_3}^{-}$ (sjá mynd 18.45). Mikilvægasti þáttur flókjóna í þessum kafla er að þær myndast við Lewis-sýru-basa efnahvarf þar sem málmurinn er Lewis-sýran.

Iðnaðurinn notar mikið magn af natríumhýdroxíði sem ódýran, sterkan basa. Natríumklóríð er upphafsefnið við framleiðslu á NaOH vegna þess að NaCl er ódýrara upphafsefni en oxíðið. Natríumhýdroxíð er meðal efstu 10 efna sem framleidd eru í Bandaríkjunum, og þessi framleiðsla fór næstum eingöngu fram með rafgreiningu á lausnum af natríumklóríði. Þetta ferli kallast klór-alkalíferlið og er helsta aðferðin við framleiðslu á klóri.

Natríumhýdroxíð er jónaefni og bráðnar án þess að sundrast. Það er mjög leysanlegt 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 á öðrum natríumsamböndum og er notað til að hlutleysa súrar lausnir við framleiðslu á öðrum efnum eins og jarðolíuefnum og fjölliðum.

Hýdroxíð eru notuð til hlutleysingar sýra (eins og sýrubindandi lyfið sem sýnt er á mynd 18.46 ) og til að útbúa oxíð með varmafræðilegu niðurbroti. Sviflausn af magnesíumhýdroxíði í vatni er sýrubindandi lyfið magnesíumkalk. Vegna þess hve auðvelt er að nálgast það (úr hvarfi vatns við kalsíumoxíð sem búið er til með niðurbroti kalksteins, CaCO₃ ), lágs kostnaðar og virkni, er kalsíumhýdroxíð mikið notað í atvinnuskyni þar sem þörf er á ódýrum, sterkum basa. Efnahvarf hýdroxíða við viðeigandi sýrur er einnig notað til að útbúa sölt.

Súrefnissambönd málmleysingja

Flestir málmleysingjar hvarfast við súrefni og mynda oxíð málmleysingja. Mismunandi oxíð geta myndast eftir því hvaða oxunarstig eru í boði fyrir frumefnið. Flúor sameinast súrefni og myndar flúoríð eins og OF₂, þar sem súrefnið hefur oxunarstigið 2+.

Súrefnissambönd brennisteins

Algengustu oxíð brennisteins eru brennisteinsdíoxíð, SO₂, og brennisteinsþríoxíð, SO₃. Lyktin af brennandi brennisteini kemur frá brennisteinsdíoxíði. Brennisteinsdíoxíð, sem sýnt er á mynd 18.47, finnst í eldfjallagösum og í andrúmsloftinu nálægt iðjuverum sem brenna eldsneyti sem inniheldur brennisteinssambönd.

Brennisteinsdíoxíð er framleitt í iðnaði annaðhvort með því að brenna brennistein eða rista súlfíðgrýti eins og ZnS, FeS₂ og Cu₂S í lofti. (Ristun, sem myndar málmoxíðið, er fyrsta skrefið í aðskilnaði margra málma frá grýti þeirra.) Þægileg aðferð til að útbúa brennisteinsdíoxíð á rannsóknarstofu er með því að láta sterka sýru verka á annaðhvort súlfítsölt sem innihalda ${\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3}^{2-}$ jónina eða vetnissúlfítsölt sem innihalda ${\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3}^{-}$ Brennisteinssýrlingur, H₂SO₃, myndast fyrst en brotnar fljótt niður í brennisteinsdíoxíð og vatn. Brennisteinsdíoxíð myndast einnig þegar margir afoxarar hvarfast við heita, óblandaða brennisteinssýru. Brennisteinsþríoxíð myndast hægt þegar brennisteinsdíoxíð og súrefni eru hituð saman og hvarfið er útvermið:

Brennisteinsdíoxíð er gas við stofuhita og SO₂ sameindin er bogin. Brennisteinsþríoxíð bráðnar við 17 °C og sýður við 43 °C. Í gasfasa eru sameindir þess stakar SO₃ einingar (sýndar á mynd 18.48), en í föstu formi er SO₃ til í nokkrum fjölliðaformum.

Brennisteinsoxíðin hvarfast sem Lewis-sýrur við mörg oxíð og hýdroxíð í Lewis-sýru-basahvörfum, þar sem súlfít eða vetnissúlfít, og súlföt eða vetnissúlföt, myndast í sömu röð.

Efnasambönd halógena og súrefnis

Halógenar hvarfast ekki beint við súrefni, en hægt er að framleiða tvíundarefnasambönd súrefnis og halógena með hvörfum halógena við súrefnisinnihaldandi efnasambönd. Súrefnissambönd með klór, bróm og joð eru oxíð vegna þess að súrefni er rafneikvæðara frumefnið í þessum efnasamböndum. Aftur á móti eru flúorsambönd með súrefni flúoríð vegna þess að flúor er rafneikvæðara frumefnið.

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

Súrefnissýrur málmleysingja og sölt þeirra

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

Súrefnissýrur köfnunarefnis og sölt

Köfnunarefnispentoxíð, N₂O₅, og NO₂ hvarfast við vatn og mynda saltpéturssýru, HNO₃. Gullgerðarmenn þekktu saltpéturssýru (sýnd á mynd 18.50) strax á áttundu öld sem aqua fortis (sem þýðir „sterkt vatn“). Sýran var gagnleg við að skilja gull frá silfri vegna þess að hún leysir upp silfur en ekki gull. Snefilmagn af saltpéturssýru finnst í andrúmsloftinu eftir þrumuveður og sölt hennar eru víða í náttúrunni. Gífurlegar útfellingar af chilesaltpétri, NaNO₃, eru í eyðimerkurhéraðinu nálægt landamærum Síle og Perú. Bengalsaltpétur, KNO₃, finnst á Indlandi og í öðrum löndum Austurlanda fjær.

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

Ostwald-ferlið 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:

Eða

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 á markaði sem óblönduð saltpéturssýra. Hún er bæði sterkur oxari og sterk sýra.

Verkun saltpéturssýru á málm framleiðir sjaldan H₂ (með afoxun H + ) í meira en litlu magni. Þess í stað á sér stað afoxun köfnunarefnis. Myndefnin sem verða til ráðast af styrk sýrunnar, hvarfgirni málmsins og hitastigi. Venjulega myndast blanda af nítrötum, köfnunarefnisoxíðum og ýmsum afoxunarafurðum. Óhvarfgjarnari málmar eins og kopar, silfur og blý afoxa óblandaða saltpéturssýru fyrst og fremst í köfnunarefnisdíoxíð. Hvarf þynntrar saltpéturssýru við kopar framleiðir NO. Í hverju tilviki kristallast nítratsölt málmanna við uppgufun lausnanna sem myndast.

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

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

Nítröt, sölt saltpéturssýru, myndast þegar málmar, oxíð, hýdroxíð eða karbónöt hvarfast við saltpéturssýru. Flest nítröt eru leysanleg í vatni. Reyndar er ein helsta notkun saltpéturssýru að útbúa leysanleg málmnítröt.

Saltpéturssýra er mikið notuð á rannsóknastofum og í efnaiðnaði sem sterk sýra og sterkur oxari. 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 ljósbláa lausn af saltpéturssýrlingi, HNO₂. Hins vegar er auðveldara að framleiða HNO₂ (sýnt á mynd 18.51 ) með því að bæta sýru út í lausn af nítríti. Saltpéturssýrlingur er veik sýra og því er nítrítjónin basísk í vatnslausn:

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

Natríumnítrít, NaNO₂, er aukaefni 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 rauða litnum sínum. Viðbót 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 Matvæla- og lyfjaeftirlit Bandaríkjanna (FDA) hefur takmarkað magn NaNO₂ í matvælum.

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

Súrefnissýrur og sölt fosfórs

Hrein ortófosfórsýra, H₃PO₄ (sýnd á mynd 18.52 ), myndar litlausa, raksækna kristalla sem bráðna við 42 °C. Almennt heiti þessa efnasambands er fosfórsýra og hún er fáanleg á markaði sem seigfljótandi 82% lausn sem kallast sírópskennd fosfórsýra. Ein notkun fosfórsýru er sem aukaefni í mörgum gosdrykkjum.

Ein iðnaðaraðferð til að framleiða ortófosfórsýru er að láta kalsíumfosfatberg hvarfast við óblandaða brennisteinssýru:

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

Verkun vatns á P₄O₆, PCl₃, PBr₃ eða PI₃ myndar fosfórsýrling, H₃PO₃ (sýnt á mynd 18.53 ). Besta aðferðin til að framleiða hreinan fosfórsýrling er með vatnsrofi á fosfórþríklóríði:

Við hitun lausnarinnar sem myndast losnar vetnisklóríð og vatn gufar upp. Þegar nægilegt vatn hefur gufað upp birtast hvítir kristallar af fosfórsýrlingi við kælingu. Kristallarnir eru raksæknir, mjög leysanlegir í vatni og lykta líkt og hvítlaukur. Fasta efnið bráðnar við 70.1 °C og brotnar niður við um það bil 200 °C með ósamhverfuhvörfum í fosfín og ortófosfórsýru:

Fosfórsýrlingur myndar aðeins tvær raðir salta, sem innihalda tvívetnisfosfítjónina, ${{\mathrm{H}}_2\mathrm{P}{\mathrm{O}}_3}^{-}$ eða vetnisfosfítjónina, ${\mathrm{H}\mathrm{P}{\mathrm{O}}_3}^{2-}$ Ekki er hægt að skipta út þriðju vetnisfrumeindinni þar sem hún er ekki mjög súr, enda er ekki auðvelt að jóna P-H tengið.

Súrefnissýrur og sölt brennisteins

Framleiðsla brennisteinssýru, H₂SO₄ (sýnd á mynd 18.54 ), hefst með oxun brennisteins í brennisteinsþríoxíð og síðan er þríoxíðinu breytt í brennisteinssýru. Hrein brennisteinssýra er litlaus, olíukenndur vökvi sem frýs við 10,5 °C. Hún rýkur við hitun vegna þess að sýran brotnar niður í vatn og brennisteinsþríoxíð. Hitunarferlið veldur meira tapi á brennisteinsþríoxíði en vatni, þar til styrk upp á 98,33% sýru er náð. Sýra með þessum styrk sýður við 338 °C án frekari breytinga á styrk (lausn með fast suðumark) og er seld sem þétt H₂SO₄. Magn brennisteinssýru sem notað er í iðnaði er meira en nokkurs annars framleidds efnasambands.

Hin mikla sækni óþynntrar brennisteinssýru í vatn gerir hana að góðu þurrkefni. Hægt er að þurrka gös og ósamblandanlega vökva sem hvarfast ekki við sýruna með því að láta þau fara í gegnum hana.

Brennisteinssýra er sterk tvíróta sýra sem jónast í tveimur þrepum. Í vatnslausn er fyrsta þrepið nánast fullkomið. Seinni jónunin er ekki nærri því jafn fullkomin og ${\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4}^{-}$ er miðlungi sterk sýra (um 25% jónuð í lausn af ${\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4}^{-}$ salti: Kₐ = 1,2 × 10⁻² ).

Þar sem brennisteinssýra er tvíróta sýra myndar hún bæði súlföt, eins og Na₂SO₄, og vetnissúlföt, eins og NaHSO₄. Flest súlföt eru leysanleg í vatni; þó eru súlföt baríums, strontíums, kalsíums og blýs aðeins torleysanleg í vatni.

Meðal mikilvægra súlfata eru Na₂SO₄·10H₂O og beiskt salt, MgSO₄·7H₂O. Þar sem ${\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4}^{-}$ jónin er sýra sýna vetnissúlföt, svo sem NaHSO₄, súra hegðun, og þetta efnasamband er aðalinnihaldsefni í sumum heimilishreinsiefnum.

Heit, þétt brennisteinssýra er oxari. Eftir styrk hennar, hitastigi og styrk afoxarans oxar brennisteinssýra mörg efnasambönd og afoxast sjálf í ferlinu í SO₂, ${\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3}^{-}$ ${\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3}^{2-}$ S, H₂S, eða S²⁻.

Brennisteinsdíoxíð leysist upp í vatni og myndar lausn af brennisteinssýrlingi, eins og við er að búast af oxíði málmleysingja. Brennisteinssýrlingur er óstöðugur og ekki er hægt að einangra vatnsfrítt H₂SO₃. Ef lausn af brennisteinssýrlingi er hituð losnar brennisteinsdíoxíðið. Líkt og aðrar tvíróteindasýrur jónast brennisteinssýrlingur í tveimur skrefum: Vetnissúlfítjónin, ${\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3}^{-}$ og súlfítjónin, ${\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3}^{2-}$ myndast. Brennisteinssýrlingur er miðlungi sterk sýra. Jónun er um 25% á fyrsta stigi, en hún er mun minni á því síðara ( Kₐ₁ = 1,2 × 10⁻² og Kₐ₂ = 6,2 × 10⁻⁸ ).

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

Sterkir oxarar geta oxað brennisteinssýrling. Súrefni í andrúmsloftinu oxar hann hægt í hina stöðugri brennisteinssýru:

Súlfítlausnir eru einnig mjög viðkvæmar fyrir oxun í andrúmslofti og mynda þá súlföt. Því innihalda súlfítlausnir alltaf súlföt eftir að hafa komist í snertingu við loft.

Súrefnissýrur halógena og sölt þeirra

Efnasamböndin HXO, HXO₂, HXO₃ og HXO₄, þar sem X stendur fyrir Cl, Br eða I, eru undirhalógen-, halógen-, halógenat- og perhalógensýrur, í þessari röð. Styrkur þessara sýra eykst frá undirhalógensýrum, sem eru mjög veikar sýrur, til perhalógensýra, sem eru mjög sterkar. Tafla 18.2 sýnir þekktar sýrur og, þar sem þau eru þekkt, eru pKₐ gildi þeirra gefin í svigum.

Eina þekkta súrefnissýra flúors er hin mjög óstöðuga undirflúorsýra, HOF, sem framleidd er með hvarfi flúorgass við ís:

Efnasambandið er mjög óstöðugt og brotnar niður ofan við −40 °C. Þetta efnasamband jónast ekki í vatni og engin þekkt sölt eru til. Það er óvíst hvort nafnið undirflúorsýra sé yfirleitt viðeigandi fyrir HOF; viðeigandi nafn gæti verið vetnisundirflúorít.

Hvörf klórs og bróms við vatn eru hliðstæð hvarfi flúors við ís, en þessi hvörf ganga ekki til fulls og afleiðingin er blanda af halógeninu og viðkomandi undirhalógensýrum og vetnishalíðsýrum. Að HOF undanskildu eru undirhalógensýrurnar aðeins til í lausn. Undirhalógensýrurnar eru allar mjög veikar sýrur; þó er HClO sterkari sýra en HOBr, sem aftur á móti er sterkari en HOI.

Viðbót basa við lausnir undirhalógensýra myndar lausnir af söltum sem innihalda basísku undirhalítjónirnar, OX⁻. Hægt er að einangra þessi sölt sem föst efni. Öll undirhalít eru óstöðug gagnvart afhverfingu í lausn, en hvarfið er hægt fyrir undirklórít. Undirbrómít og undirjoðít afhverfast hratt, jafnvel í kulda:

Natríumundirklórít er ódýrt bleikiefni (Clorox) og sótthreinsiefni. Framleiðsla þess á markaði felur í sér rafgreiningu á köldum, þunnum vatnslausnum af natríumklóríði við aðstæður þar sem klórið og hýdroxíðjónin sem myndast geta hvarfast. Heildarhvarfið er:

Eina halógensýran sem er með vissu þekkt er klórsýrlingur, HClO₂, sem fæst með hvarfi baríumklóríts við þunna brennisteinssýru:

Þegar óleysanlega baríumsúlfatið er síað frá verður eftir lausn af HClO₂. Klórsýrlingur er ekki stöðugur; hann brotnar hægt niður í lausn og myndar klórdíoxíð, saltsýru og vatn. Klórsýrlingur hvarfast við basa og myndar sölt sem innihalda klórítjónina (sýnd á mynd 18.55 ). Natríumklórít er mikið notað við bleikingu á pappír vegna þess að það er sterkt oxunarefni og skemmir ekki pappírinn.

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

Hægt er að fá léttari halógensýrurnar úr baríumsöltum þeirra með hvarfi við þunna brennisteinssýru. Hvarfið er hliðstætt því sem notað er til að framleiða klórsýrling. Allar halógensýrurnar eru sterkar sýrur og mjög virk oxunarefni. Sýrurnar hvarfast við basa og mynda sölt sem innihalda klóratjónir (sýnd á 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:

Þunnar vatnslausnir af perklórsýru eru nokkuð hitastöðugar, en lausnir með styrk yfir 60% eru óstöðugar og hættulegar. Perklórsýra og sölt hennar eru sterk oxunarefni, þar sem hið mjög rafneikvæða klór er stöðugra í lægra oxunarstigi en 7+. Alvarlegar sprengingar hafa orðið við hitun sterkra lausna ásamt efnum sem auðvelt er að oxa. Hins vegar eru hvörf hennar sem oxunarefnis hæg þegar perklórsýran er köld og þunn. Sýran er meðal þeirra allra sterkustu. Flest sölt sem innihalda perklóratjónina (sýnd á mynd 18.57 ) eru leysanleg. Hægt er að framleiða þau með hvörfum basa við perklórsýru og, í iðnaði, með rafgreiningu á heitum lausnum klóríða þeirra.

Erfitt er að framleiða perbrómatsölt og bestu aðferðirnar til að setja þau saman fela nú í sér oxun brómata í basískri lausn með flúorgasi og í kjölfarið sýringu. Fá eða engin not eru fyrir þessa sýru eða sölt hennar í iðnaði.

Til eru nokkrar mismunandi sýrur sem innihalda joð á oxunarstiginu 7+. Þar á meðal eru metaperjoðsýra, HIO₄, og paraperjoðsýra, H₅IO₆. Þessar sýrur eru sterk oxunarefni og hvarfast við basa til að mynda viðeigandi sölt.