Soolad keemias: definitsioon, omadused ja kasutusalad

Soolad keemias: definitsioon, ioonilised omadused, elektrijuhtivus, jää sulatamine ja praktilised kasutusalad tööstuses ning igapäevaelus.

Keemias on sool mis tahes neutraalne keemiline ühend, mis koosneb katioonidest (positiivsed ioonid), mis on seotud anioonidega (negatiivsed ioonid). Peamine soola liik on naatriumkloriid.

Soolade segusid vees nimetatakse elektrolüütideks. Elekter on võimeline läbima nii elektrolüüte kui ka sulatatud soolasid.

Soolad võivad sulatada jääd, sest soolad alandavad vedeliku külmumiseks vajalikku temperatuuri. Seetõttu töödeldakse tänavaid mõnikord talvel soolaga, kui temperatuur on vaid veidi alla külma.

Soola võib seletada ka kui ioonilist ühendit, mis dissotsieerub, moodustades muu positiivse iooni kui vesinikioon ja muu negatiivse iooni kui hüdroksüülioon.

Mis on sool keemias — täpsem defineerimine

Keemilises tähenduses on sool iooniline ühend, mis koosneb positiivsetest katioonidest ja negatiivsetest anioonidest ning on elektriliselt neutraalne tervik. Sool tekib tüüpiliselt happelise ja aluselise aine reageerimisel (neutralisatsioon): happest eraldub H+-ioon ja alusest OH−, mis asenduvad vastavate ioonidega, moodustades soola. Näiteks naatriumkloriid (NaCl) tekib Na+ ja Cl− liitumisel.

Struktuur ja omadused

• Ioonne side ja kristallvõre: sooladel on tavaliselt range kristallstruktuur, kus ioonid paiknevad korduva mustrina (nt kuup- või heksagonaalne võre). See struktuur annab tahketele sooladele suure kõvaduse ja fragmendiomadused.
• Sulamistemperatuur ja keemistemperatuur: ioonilised soolad kipuvad omama suhteliselt kõrgeid sulamis- ja keemistemperatuure võrreldes orgaaniliste ainetega, kuna ioonide vaheline elektrostaatiline tõmme (lattice energy) on tugev.
• Elektrijuhtivus: tahked soolad ei juhi elektrit, sest ioonid on fikseeritud kohtadel. Kui sool lahustub vees või on sulanud, muutuvad ioonid vabadeks ja lahus või sulam juhib elektrit hästi — seetõttu on soolased lahused ja sulanud soolad elektrolüüdid.
• Lahustuvus: soolade lahustuvus vees sõltub ioonide laengutest, ioonide suurusest ja lattenergia ning hüdraatimisenergia suhtest. Näiteks NaCl on hästi vees lahustuv, kuid paljud raskmetallide soolad või oksiidsed anioonid (nt CaCO3) on vähem lahustuvad.
• Hügro- ja deliquesents: mõned soolad on hügroskoopsed (võtavad niiskust õhust) või deliquescentsed (lahustuvad õhu niiskuses), nt CaCl2 imab vett tugevalt.
• Hüdraatimine: mitmed soolad moodustavad kristallvesi ehk hüdraate (näiteks MgSO4·7H2O — Epsomi sool). Hüdraaditud ja anhydroossed vormid võivad omada erinevaid omadusi ja värve.

Soolade liigid ja nimetused

• Lihtssoolad: moodustatud ühe tüüpi katiooni ja ühe tüüpi aniooniga (nt NaCl, KCl).
• Hapete soolad (happelised/sekundaarsed): sisaldavad hüdrogeneeritud aniooni, nt NaHCO3 (naatriumbikarbonaat) — „hapete sool”.
• Topelitsoolad (alumiinumsulfaaadi tüüpi): näitena alumiiniväävelsoolad (alum) KAl(SO4)2·12H2O — moodustuvad kindla koostisega ühisena.
• Kompleks- ja koordinatsioonsoolad: kus ioonides osaleb ka koordinatsioonkemia (näiteks [Fe(CN)6]4− sisaldavad soolad).

Kuidas soolad tekivad (tüüpilised reaktsioonid)

• Neutralisatsioon: hape + alus → sool + vesi (nt HCl + NaOH → NaCl + H2O).
• Precipitatsioon (saaduste vahetus): kahe lahuse vahetamisel võib tekkida lahustumatu sool, mis sadestub (nt Ag+ + Cl− → AgCl(s)).
• Oksüdatsiooni-/redukteerimis- ja kompleksreaktsioonid: mõned spetsiifilised soolad tekivad keerukamate keemiliste sammude kaudu.

Olulised rakendused

• Toiduainetööstus: NaCl kui maitse- ja säilitusaine; NaHCO3 küpsetuspulbrina.
• Põllumajandus ja väetised: ammoonium- ja nitraatsoolad (nt NH4NO3) on tähtsad väetised.
• Teedehooldus: soolamine ja soolalahused (nt NaCl, CaCl2) vähendavad jää tekkimist ja sulatavad jääd.
• Keemiatööstus ja tooraine: soolad on lähteained klaasi-, paberi-, tekstiili- ja muu keemiatööstuse protsessides.
• Meditsiin ja farmaatsia: erinevad soolad on ravimites, infusioonilahustes ja diagnostikas (NaCl isotone lahused).
• Tööstuslikud rakendused: paigaldamine metallurgia protsessides (fluxid), tootmine elektrolüütide ja soolalahenduste abil (nt naatrium- ja kloriiditööstus), patareid ja sulamistehnoloogiad (molten salts).
• Laboratoorsed kasutused: reaktiivid, puhverdussoolad ja sadestajad.

Keskkonna- ja ohutusaspektid

Tee- ja sisealade soolamine aitab jää eemaldada, kuid põhjustab ka korrosiooni (sildid, autod, betoon), soolakoormust pinnases ja magevees ning võib kahjustada taimestikku ja veekogu ökosüsteeme. Mõned soolad on toksilised (nt elavhõbeda‑ või arseenisoolad) ning nõuavad ettevaatlikku käitlemist ja nõuetekohast utiliseerimist. Töötlemisel tuleks järgida ohutus- ja jäätmekäitlusjuhiseid.

Lühike mäluvärskendus: miks sool sulatab jääd?

Kui sool (nt NaCl) lisada jää pinnale, lahustub see piirkihis ja tekkinud soolalahus alandab vee külmumis­temperatuuri (kriitilist külmumispunkti). Selle tulemusel jää hakkab sulama, isegi kui õhutemperatuur on alla 0 °C — tavaliselt toimib see kõige paremini vaid mõne kraadi võrra alla jääpunkti.

Kui soovite, võin lisada tabeli tuntud soolade näidetega (valem, kasutus, lahustuvus) või lühikese juhendi soolade nimetamise ja valemite koostamise kohta.

Küsimused ja vastused

K: Mis on soola?

K: Milline on peamine soola liik?

K: Kuidas moodustub naatriumkloriid?

K: Kuidas nimetatakse soolade segusid vees?

K: Kas elekter võib läbida elektrit läbi elektrolüütide?

K: Kuidas alandavad soolad vedeliku külmumiseks vajalikku temperatuuri?

K: Kuidas saab soola veel seletada?

Otsing