Άλας

Αυτό το λήμμα αφορά στο χημικό όρο. Για το άρτυμα, δείτε: αλάτι.

Κρυσταλλική δομή χλωριούχου νατρίου (NaCl)

Άλας ονομάζεται κάθε χημική ένωση που αποτελείται από ιόντα και προκύπτει από την αντίδραση ενός οξέος με μία βάση. Τα άλατα είναι ετεροπολικές (ιοντικές) ενώσεις και σ' αυτά το κατιόν μπορεί να είναι μέταλλο (π.χ. ασβέστιο Ca²⁺ εκτός από το κατιόν Η⁺ που μπορεί να αποδοθεί ως πρωτόνιο) ή θετικό πολυατομικό ιόν (π.χ. αμμώνιο ΝΗ₄⁺) ενώ το ανιόν είναι αμέταλλο (εκτός του Ο^2- και του Ο₂^2-) ή πολυατομικό αρνητικό ιόν (όπως π.χ. το θειικό ανιόν SO₄^2- ή το νιτρικό ανιόν NO₃^-) εκτός του ΟΗ^-.

Οι χημικοί τύποι που χρησιμοποιούνται για τα άλατα δείχνουν την απλούστερη ακέραιη αναλογία (1:1, 2:1, 1:3 κ.λ.π.) που υπάρχει μεταξύ των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα.

Τα άλατα ανήκουν στην κατηγορία των ηλεκτρολυτών και σύμφωνα με τις απόψεις του Αρρένιους μπορούν να προκύψουν από την εξουδετέρωση ενός οξέος από μια βάση εφόσον αυτά βρίσκονται σε υδατικό διάλυμα ή τους ανυδρίτες τους. Η άποψη αυτή εξυπηρετεί πολύ τη μελέτη των αλάτων αφού οι αντιδράσεις τους γράφονται ευκολότερα με μοριακή μορφή.

Σύμφωνα με τις απόψεις των Μπρένστεντ-Λόουρυ αλλά και του Λιούις, τα άλατα (είτε σε διάλυμα, είτε στη στερεή, είτε στην αέρια φάση) είναι απλά ενώσεις που περιέχουν κατιόντα και ανιόντα τα οποία μπορούν να δράσουν ως οξέα ή βάσεις.

Προέλευση αλάτων - Τα άλατα στη φύση

Ασβεστόλιθος

Ολιβίνης

Πάρα πολλά άλατα βρίσκονται σε αφθονία στη φύση με τη μορφή ορυκτών, πετρωμάτων και μεταλλευμάτων. Υπάρχουν, επίσης, και ως συστατικά ζωντανών οργανισμών. Ενδεικτικά αναφέρονται :
Αμμωνιακά άλατα (π.χ. NH₄Cl, NH₄NO₃ κ.ά.): Προέρχονται από τη σήψη αζωτούχων οργανικών ενώσεων και παίρνουν ορυκτές μορφές όπως το γουανό.
Νιτρικά άλατα : Βρίσκονται ως ορυκτά όπως το νίτρο της Χιλής (NaNO₃) και το νίτρο των Ινδιών (KNO₃).
Φωσφορικά και ανθρακικά άλατα : Πολυάριθμα ορυκτά όπως ο απατίτης [Ca₅(PO₄)₃F], ο φωσφορίτης [Ca₃(PO₄)₂], ο λευκόλιθος (μαγνησίτης) (MgCO₃), ο δολομίτης (MgCO₃.CaCO₃), ο ασβεστίτης (CaCO₃), ο ψιμμυθίτης (PbCO₃) κ.ά. Το ανθρακικό ασβέστιο αποτελεί το κυριότερο συστατικό των κελυφών των μαλακίων και απαντά στα οστά του σκελετού των σπονδυλωτών μαζί με το φωσφορικό ασβέστιο.
Θειικά άλατα : Ορυκτά όπως ο κιζερίτης (MgSO₄), η γύψος (CaSO₄.2H₂O) και ο βαρύτης (BaSO₄).
Θειούχα άλατα : Μεταλλεύματα όπως ο γαληνίτης (PbS) και ο σφαλερίτης (ZnS), ορυκτά όπως ο σιδηροπυρίτης (FeS₂), ο κινναβαρίτης (HgS) και ο χαλκοπυρίτης (CuFeS₂).
Χλωριούχα άλατα : Σε αφθονία στο θαλασσινό νερό περιέχεται το χλωριούχο νάτριο ενώ ως ορυκτό υπάρχει το ορυκτό άλας (NaCl).
Πυριτικά άλατα : Αποτελούν το μεγαλύτερο μέρος του στερεού φλοιού της γης. Έχουν ως δομική μονάδα το ιόν SiO₄^4- όπως ο ολιβίνης.

Ταξινόμηση των αλάτων

Η ταξινόμηση των αλάτων μπορεί να γίνει με διάφορα κριτήρια :

Ανάλογα με τη φύση του ανιόντος

• Ουδέτερα άλατα. Σ' αυτά το ανιόν είναι μονοατομικό ή πολυατομικό. Π.χ. NaCl, (NH₄)₂CO₃, KH, CaHPO₃, (CH₃COO)₂Ca, CH₃ONa κ.ά.
• Όξινα άλατα. Σ' αυτά το ανιόν είναι πολυατομικό και περιέχει ένα ή περισσότερα άτομα υδρογόνου που μπορούν να αποδοθούν ως πρωτόνια σε υδατικό διάλυμα. Ανάλογα με τον αριθμό αυτών των υδρογόνων διακρίνονται σε μονόξινα (π.χ. KHS, NaHSO₄ κ.ά.) ή πολυόξινα άλατα (π.χ. NaH₂AsO₄ κ.ά.).
• Βασικά άλατα. Περιέχουν δύο διαφορετικά ανιόντα, από τα οποία το ένα είναι υδροξύλιο (ΟΗ^-). Π.χ. Mg(OH)Cl, Pb(OH)₂^.2PbCO₃,

Bi(OH)₂NO₃ κ.ά.

Ανάλογα με τη φύση του κατιόντος

• Απλά άλατα. Το κατιόν είναι μέταλλο ή ΝΗ₄⁺ π.χ. CaSO₄, Mg(OH)Cl, NH₄Cl, HCOONH₄ κ.ά.
• Μικτά άλατα. Περιέχουν δύο θετικά ιόντα π.χ. KNaCO₃, NH₄MgPO₄ κ.ά.
• Διπλά άλατα. Σχηματίζονται με τη συγκρυστάλλωση μίγματος δύο απλών αλάτων σε ορισμένη αναλογία π.χ. CaCO₃^.MgCO₃, K₂SO₄^.Fe₂(SO₄)₃^.24H₂Ο κ.ά. Όταν ένα διπλό άλας διαλύεται στο νερό, το διάλυμα περιέχει όλα τα ιόντα από τα οποία αποτελείται αυτό.

Αλατοειδή υδρογονίδια

Σε κατάλληλες συνθήκες, το άτομο του υδρογόνου μπορεί να προσλάβει ένα ηλεκτρόνιο και να αποκτήσει δύο ηλεκτρόνια στην 1^η ηλεκτρονιακή στιβάδα (αυτό συμβολίζεται ως 1s²). Η πρόσληψη αυτή μπορεί να γίνει μόνο από άτομα που εύκολα χάνουν ηλεκτρόνιο όπως είναι τα αλκάλια ή οι αλκαλικές γαίες. Έτσι, το Η ενώνεται με στοιχεία από την 1^η ή 2^η ομάδα του περιοδικού πίνακα, σχηματίζοντας τα αλατοειδή υδρογονίδια. Τα υδρογονίδια αυτά, που έχουν τύπους όπως KH, NaH, CaH₂, BaH₂ κ.λ.π., μοιάζουν και συμπεριφέρονται σαν άλατα. Τα αλατοειδή υδρογονίδια θα μπορούσαν να ταξινομηθούν και στα απλά ή και στα ουδέτερα άλατα.

Σύμπλοκα άλατα

Έτσι ονομάζονται τα άλατα στα οποία το ανιόν ή το κατιόν ή και τα δύο είναι σύμπλοκα ιόντα δηλαδή ιόντα που σχηματίζονται με τη συνένωση ενός απλού ιόντος με ένα ή περισσότερα ετερώνυμα φορτισμένα ιόντα ή με μόρια ή και τα δύο. Π.χ. K₄[Fe(CN)₆], [Ag(NH₃)₂]Cl κ.ά.

Ανάλογα με το αν συγκρατούν νερό ή όχι

• Ένυδρα άλατα. Είναι τα άλατα τα οποία συγκρατούν ορισμένο αριθμό μορίων νερού (κρυσταλλικό νερό) για το σχηματισμό του κρυσταλλικού τους πλέγματος. Το νερό αυτό συνήθως μπορεί να απομακρυνθεί εύκολα με θέρμανση και το ένυδρο άλας μετατρέπεται σε άνυδρο. Π.χ. CuSO₄^.5H₂O, CaSO₄^.2H₂Ο κ.ά.
• Άνυδρα άλατα. Είναι τα άλατα τα οποία δεν συγκρατούν μόρια νερού για να σχηματίσουν το κρυσταλλικό τους πλέγμα.

Ονοματολογία αλάτων

Ονοματολογία ανόργανων αλάτων

• Μη οξυγονούχα ουδέτερα άλατα. Αν ο τύπος του άλατος δεν περιέχει οξυγόνο τότε έχει κατάληξη "-ούχο" : NaCl = χλωριούχο νάτριο, Ag₂S = θειούχος άργυρος, NH₄CN = κυανιούχο αμμώνιο, Al(HS)₃= όξινο θειούχο αργίλιο, FeCl₂ = χλωριούχος σίδηρος (ΙΙ), FeCl₃ = χλωριούχος σίδηρος (ΙΙΙ) κ.λ.π.

Τα αλατοειδή υδρογονίδια ονομάζονται "υδρίδια" ή "υδρογονούχα" : ΚΗ = υδρίδιο του καλίου ή υδρογονούχο κάλιο κ.λ.π.

• Οξυγονούχα ουδέτερα άλατα. Αν ο τύπος του άλατος περιέχει οξυγόνο τότε το όνομά του αρχίζει με το όνομα του ανιόντος : KNO₃ = νιτρικό κάλιο, Na₂SO₄ = θειικό νάτριο, CaSO₃ = θειώδες ασβέστιο, Cu₂SO₄ = θειικός χαλκός (Ι), CuSO₄ = θειικός χαλκός (ΙΙ), (NH₄)₂CO₃ = ανθρακικό αμμώνιο, AgHSO₃ = όξινος θειώδης άργυρος, NaH₂PO₄ = δισόξινο φωσφορικό νάτριο κ.λ.π.
• Βασικά άλατα. Στο όνομα ενός τέτοιου άλατος προτάσσεται ένα προσδιοριστικό όπως βασικός, διβασικός κ.λ.π. ανάλογα με τον αριθμό των ΟΗ^- : Mg(OH)Cl = βασικό χλωριούχο μαγνήσιο, Al(OH)₂Cl = διβασικό χλωριούχο αργίλιο κ.λ.π.
• Ένυδρα άλατα. Το όνομα ενός ένυδρου άλατος προκύπτει από το όνομα του απλού άλατος με πρόταξη της λέξης ένυδρο(ς) και σε παρένθεση τον αριθμό των μορίων νερού : MgSO₄.7H₂Ο = ένυδρο (7) θειικό μαγνήσιο κ.λ.π. Ονομάζονται όμως και ως εξής "υδρίτες" : CaCl₂.6H₂Ο = εξαϋδρίτης χλωριούχου ασβεστίου, CuSO₄.5H₂Ο = πενταϋδρίτης θειικού χαλκού κ.λ.π.
• Διπλά άλατα. Έχουν συνήθως εμπειρικά ονόματα : KCl.MgCl₂.6H₂Ο = καρναλίτης, AlF₃.NaF = κρυόλιθος κ.λ.π.
• Μικτά άλατα. KNaSO₄ = θειικό καλιονάτριο , Ca(OCl)Cl = χλώριο-υποχλωριώδες ασβέστιο (χλωράσβεστος)
• Σύμπλοκα άλατα. Έχουν συνήθως ειδικές ονομασίες. Προτάσσεται το όνομα του συμπλόκου ανιόντος : K₄[Fe(CN)₆] = εξακυανοσιδηρικό (ΙΙ) κάλιο, K₃[Fe(CN)₆] = εξακυανοσιδηρικό (ΙΙΙ) κάλιο , [Ag(NH₃)₂]Cl = χλωριούχος διαμμινοάργυρος κ.λ.π.

Ονοματολογία οργανικών αλάτων

Τα οργανικά άλατα ακολουθούν τους κανόνες ονοματολογίας της Διεθνούς Ένωσης Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας (I.U.P.A.C.).
Γενικά το όνομα ενός άλατος καρβοξυλικού, ιμιδικού, υδραζονικού ή υδροξαμικού οξέος, σχηματίζεται με την αντικατάσταση της λέξης "οξύ" του αντίστοιχου οξέος, από το όνομα του κατιόντος : CH₃-CH₂-COONa = προπανικό νάτριο, CH₃COONH₄ = αιθανικό αμμώνιο, (COO)₂Ca = οξαλικό ασβέστιο κ.λ.π.

Γενικές μέθοδοι παρασκευής αλάτων

Πολλά άλατα παρασκευάζονται με ειδικές μεθόδους όπως π.χ. το Na₂CO₃ με τη μέθοδο Leblanc και τη μέθοδο Solvay. Άλατα παρασκευάζονται και με βιομηχανικές κατεργασίες των ορυκτών.
Οι γενικές, κυρίως εργαστηριακές, παρασκευές των αλάτων είναι :

• Με αντίδραση της μορφής "οξύ + βάση→ άλας + νερό".Έτσι παρασκευάζονται ουδέτερα άλατα π.χ. Ba(OH)₂ + H₂SO₄→ BaSO₄↘ + H₂O.
• Με αντίδραση του σχήματος "όξινο οξείδιο + βασικό οξείδιο→ άλας" π.χ. CaO + CO₂→ CaCO₃
• Με αντίδραση του σχήματος "όξινο οξείδιο + βάση→ άλας + νερό" εφόσον σχηματίζεται ίζημα π.χ. CO₂ + Ca(OH)₂→ CaCO₃↘ + H₂O.
• Με αντίδραση του τύπου "βασικό οξείδιο + οξύ→ άλας + νερό" π.χ. MgO + H₂SO₄→ MgSO₄ + H₂O. Έτσι σχηματίζονται και τα μικτά άλατα : 2Pb(OH)₂ + CO₂→ Pb(OH)₂.PbCO₃ + H₂O.
• Με αντίδραση της μορφής "άλας1 + άλας2→ άλας3 + άλας4", εφόσον σχηματίζεται ίζημα π.χ. AgNO₃ + KCN→ KNO₃ + AgCN↘, Hg₂(NO₃)₂ + 2NaCl→ 2NaNO3 + Hg2Cl2↘. Έτσι σχηματίζονται και σύμπλοκα άλατα : AgCN + KCN→ K[Ag(CN)₂].
• Με αντίδραση της μορφής "άλας1 + βάση1→ άλας₂ + βάση₂" εφόσον σχηματίζεται ίζημα ή εκλύεται αέριο π.χ. CuSO₄ + 2NaOH→ Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↘. Έτσι σχηματίζονται και διπλά άλατα : 2CuSO₄ + 2NH₃ + 2H₂O→ Cu(OH)₂.CuCO₄↘ + (NH₄)₂SO₄.
• Με αντίδραση της μορφής "άλας1 + οξύ1→ άλας2 + οξύ2" εφόσον σχηματίζεται ίζημα ή εκλύεται αέριο. π.χ. 2NH₄Cl + H₂PtCl₆→ (NH₄)₂PtCl₆↘ + 2HCl
• Με αντίδραση "μέταλλο + αμέταλλο→ άλας" π.χ. Zn + Cl₂→ ZnCl₂. Έτσι σχηματίζονται και τα υδρίδια στους 700 °C : Ca + H₂→ CaH₂.
• Με αντίδραση του τύπου "μέταλλο + οξύ→ άλας + ..." π.χ. Zn + Cl₂→ ZnCl₂, 3Ag + HNO₃→ 3AgNO₃ + NO + 2H₂O.
• Επίδραση NaOH, KOH, Ca(OH)₂ σε αμέταλλο ή σε Al, Zn, Sn : Ca(OH)₂ + Cl₂→ H₂Ο + CaOCl₂, Zn + 2NaOH→ Na₂ZnO₂ + H₂↗.
• Με συνδυασμό ηλεκτρόλυσης και άλλης αντίδρασης όπως π.χ. για την παρασκευή Na₂CO₃ : Μετά την ηλεκτρόλυση διαλύματος NaCl και το σχηματισμό NaOH, διαβιβάζεται CO₂ οπότε : 2NaOH + CO₂→ Na₂CO₃ + H₂O.
• Από θερμική διάσπαση : 2NaHCO₃→ Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O.

Χημικές αντιδράσεις των αλάτων

• Τα ουδέτερα, τα όξινα και τα βασικά άλατα αντιδρούν με άλλα άλατα, με οξέα, με βάσεις αλλά και με ανυδρίτες σύμφωνα με τα γενικά σχήματα :
  • "Ουδέτερο άλας1 + οξύ1→ Ουδέτερο άλας2 + οξύ2" : CaF₂ + H₂SO₄→ CaSO₄↘ + 2HF↗
  • "Ουδέτερο άλας1 + βάση1→ Ουδέτερο άλας2 + βάση2" : NH₄Cl + NaOH→ NaCl + NH₃↗ + H₂O
  • "Ουδέτερο άλας1 + Ουδέτερο άλας2→ Ουδέτερο άλας3 + Ουδέτερο άλας4" : AgNO₃ + CaCl₂→ 2AgCl↘ + Ca(NO₃)₂
  • "Όξινο άλας + βάση (ή ο ανυδρίτης της) με κοινό κατιόν→ Ουδέτερο άλας + νερό" : NaHSO₄ + NaOH→ Na₂SO₄ + H₂O, Ba(HCO₃)₂ + BaO→ 2BaCO₃ + H₂O.
  • "Όξινο άλας + βάση (ή ανυδρίτης) με διαφορετικό κατιόν→ μικτό άλας (ή δύο ουδέτερα) + νερό" : NaHCO₃ + KOH→ KNaCO₃ + H₂O, Mg(HCO₃)₂ + CaO→ MgCO₃↘ + CaCO₃↘ + H₂O
  • "Βασικό άλας + οξύ (ή ο ανυδρίτης του) με κοινό ανιόν→ Ουδέτερο άλας + νερό" : Mg(OH)Cl + HCl→ MgCl₂ + H₂O

Το υπερμαγγανικό κάλιο (KMnO₄) είναι ισχυρό οξειδωτικό

• Τα άλατα μπορούν να δράσουν τόσο ως αναγωγικά όσο και ως οξειδωτικά σώματα :
  • Ως αναγωγικά συμπεριφέρονται όταν περιέχουν στοιχείο με μεταβλητό αριθμό οξείδωσης και αυτός αυξάνεται στα προϊόντα π.χ. Fe²⁺ —> Fe³⁺, Sn²⁺ —> Sn⁴⁺, ΚΝ⁺³Ο₂ —> ΚΝ⁺⁵Ο₃ κ.λ.π. Π.χ. : FeBr₂ + 1/2Br₂→ FeBr₃. Τα υδρίδια είναι ισχυρές αναγωγικέ ενώσεις, ιδιαίτερα το LiH και το CaH₂.
  • Ως οξειδωτικά συμπεριφέρονται όταν περιέχουν στοιχείο με μεταβλητό αριθμό οξείδωσης και αυτός μειώνεται στα προϊόντα π.χ. Fe³⁺ —> Fe²⁺, Sn⁴⁺ —> Sn²⁺, KMn⁺⁷O₄ + H⁺ —> Mn²⁺, K₂Cr₂⁺⁶O₇ + H⁺ —> Cr³⁺ κ.λ.π. Π.χ. KMnO₄ + 8HBr→ MnBr₂ + KBr + 5/2Br₂ + 4H₂O,

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O.

• Τα άλατα διασπώνται με θέρμανση δίνοντας διάφορα προϊόντα : Τα νιτρικά, θειικά, ανθρακικά και βασικά ανθρακικά άλατα δίνουν με θερμική διάσπαση οξείδιο του μετάλλου. Τα όξινα ανθρακικά άλατα με θέρμανση δίνουν ουδέτερα ανθρακικά. Τα αμμωνιακά άλατα δίνουν αμμωνία ή άζωτο ανάλογα με το είδος του ανιόντος του άλατος. Τα χλωρικά άλατα δίνουν υπερχλωρικά και χλωριούχα και τα υποχλωριώδη δίνουν χλωρικά και χλωριούχα. Τα ένυδρα άλατα με θέρμανση χάνουν το κρυσταλλικό τους νερό και μετατρέπονται σε άνυδρα. Τέλος, με θέρμανση του αρσενοπυρίτη παρασκευάζεται το αρσενικό : FeAsS→ FeS + As↗.

• Όταν τα άλατα διαλυθούν στο νερό, τότε τα μόρια αυτού ως δίπολα που είναι, ασκούν ελκτικές δυνάμεις στα ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος του άλατος. Το αποτέλεσμα είναι τα ιόντα να απομακρύνονται μεταξύ τους και τα μόρια του Η₂Ο να διεισδύουν ανάμεσα στα κενά. Αυτό έχει ως συνέπεια οι δυνάμεις Coulomb που συγκρατούν τα ιόντα να γίνονται πολύ μικρότερες και τελικά το κρυσταλλικό πλέγμα να χαλαρώνει οπότε το άλας διίσταται πλήρως π.χ. NH₄Cl→ NH₄⁺ + Cl^-, K₂CO₃→ K⁺ + CO₃^2- κ.λ.π. Στην πραγματικότητα τα ιόντα μέσα στο διάλυμα είναι εφυδατωμένα δηλαδή με ζουμί. Έτσι π.χ. για το NaCl θα έχουμε :

Na⁺Cl⁻_(s)⟶ Na⁺(H₂O)_x + Cl⁻(H₂O)_y που γράφεται απλούστερα : Na⁺Cl⁻_(s)→ Na⁺_(aq) + Cl⁻_(aq) ή και NaCl→ Na⁺ + Cl⁻.

Τα υδρίδια δε διίστανται αλλά αντιδρούν βίαια με το νερό : KH + H₂Ο → KOH + H₂

• Το νερό σε μερικές περιπτώσεις αντιδρά με το ένα ή και με τα δύο ιόντα που δημιουργούνται από τη διάσταση του άλατος και το φαινόμενο αυτό λέγεται υδρόλυση άλατος. Με το νερό αντιδρούν όλα τα κατιόντα εκτός από τα K⁺, Na⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, και από τα ανιόντα αντιδρούν όλα εκτός από Cl^-, Br^-, I^-, NO₃^-, ClO₄^-, SO₄^2-.

• Τα υδατικά διαλύματα των αλάτων όταν ηλεκτρολύονται με αδρανή ηλεκτρόδια, δίνουν στην κάθοδο(-) Η₂ ή μέταλλο και στην άνοδο(+) Ο₂ ή αμέταλλο. Όταν ηλεκτρολύονται τήγματα χλωριούχων (κυρίως) αλάτων, παράγεται μέταλλο στην κάθοδο και αμέταλλο στην άνοδο. Αν τα ηλεκτρόδια δεν είναι αδρανή αλλά συμμετέχουν στις αντιδράσεις που πραγματοποούνται στο διάλυμα, τότε, αν είναι από υδράργυρο, σχηματίζεται στην κάθοδο αμάλγαμα και στην άνοδο Ο₂ ή αμέταλλο. Αν τα ηλεκτρόδια είναι κατασκευασμένα από το μέταλλο του άλατος που περιέχεται στο υδατικό διάλυμα, τότε παρατηρείται μεταφορά μετάλλου από την άνοδο στην κάθοδο.

Φυσικές - Μακροσκοπικές ιδιότητες των αλάτων

Διχρωμικό νάτριο (Na₂Cr₂O₇)

Εξαϋδρίτης χλωριούχου κοβαλτίου (CoCl₂.6H₂O)

Εξαϋδρίτης χλωριούχου νικελίου (NiCl₂.6H₂O)

Κρυσταλλική δομή του υδριδίου του νατρίου (NaH). Τα αλατοειδή υδρογονίδια μοιάζουν και συμπεριφέρονται ως άλατα

• Στις συνηθισμένες συνθήκες (περιβάλλοντος), τα άλατα είναι κρυσταλλικά στερεά. Δεν υπάρχει άλας σε υγρή ή αέρια κατάσταση.

• Τα τήγματα και τα διαλύματά τους άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα, δηλαδή είναι αγωγοί του ηλεκτρισμού (ηλεκτρολύτες). Τα άλατα θεωρούνται ιονοφόροι ηλεκτρολύτες αφού τα ιόντα προϋπάρχουν στο κρυσταλλικό τους πλέγμα και ελευθερώνονται με τη διάλυση ή την τήξη τους. Τα αλατοειδή υδρογονίδια είναι λευκές κρυσταλλικές ουσίες των οποίων το τήγμα όταν ηλεκτρολυθεί, δίνει στην άνοδο υδρογόνο.

• Η κρυσταλλική δομή των αλάτων παρουσιάζει μεγάλη ποικιλία. Υπάρχουν άλατα που κρυσταλλώνονται στο κυβικό σύστημα (NaCl), στο τρικλινές (KAlSi₃O₈), στο μονοκλινές (CaSO₄.2H₂O), στο ορθορομβικό (MgSO₄·7H₂O), στο τετραγωνικό (PbMoO₄), στο εξαγωνικό (CdS) κ.λ.π.

• Έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Το μικρότερο σημείο τήξης άλατος είναι πάνω από 550 °C και το μεγαλύτερο ξεπερνά τους 1700 °C. Π.χ. το μαγειρικό αλάτι (χλωριούχο νάτριο, NaCl) λιώνει στους 801 °C και βράζει στους 1413 °C.

• Το χρώμα των αλάτων ποικίλλει ευρύτατα. Υπάρχουν άλατα διαφανή και αδιαφανή, ενώ το χρώμα καλύπτει όλες τις διαβαθμίσεις του ορατού φάσματος. Πολλά ένυδρα άλατα είναι έγχρωμα και όταν θερμανθούν χάνουν το νερό από το κρυσταλλικό τους πλέγμα και αποχρωματίζονται.

• Η γεύση των διαφόρων αλάτων ποικίλλει π.χ. το χλωριούχο νάτριο έχει αλμυρή γεύση, ο οξικός μόλυβδος είναι γλυκός (γεγονός που προκαλεί δηλητηρίαση από μόλυβδο, εφόσον καταποθεί), το τρυγικό κάλιο είναι ξινό κ.λ.π.

• Άλατα που προέρχονται από την αντίδραση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση είναι μη πτητικά και άοσμα, ενώ τα άλατα που προέρχονται από την εξουδετέρωση ασθενών οξέων ή βάσεων μπορεί να έχουν οσμή. Έτσι τα οξικά άλατα (που προέρχονται από αντίδραση του οξικού οξέος έχουν οσμή ξιδιού και τα κυανιούχα άλατα (που προέρχονται από αντίδραση του υδροκυανίου) έχουν οσμή πικραμύγδαλου. Τα άλατα του αμμωνίου (που προέρχονται από την αμμωνία) έχουν ερεθιστική και πολύ επικίνδυνη οσμή.

• Ανάλογα με τη διαλυτότητα που εμφανίζουν στο νερό τα άλατα χαρακτηρίζονται ως ευδιάλυτα (διαλύονται εύκολα στο νερό, π.χ. χλωριούχο νάτριο), σε δυσδιάλυτα (διαλύονται σε πολύ μικρές ποσότητες στο νερό, π.χ. θειικός σίδηρος) ή αδιάλυτα (δεν διαλύονται παρά σε ελάχιστες ποσότητες ή και καθόλου στο νερό, π.χ. θειούχος σίδηρος). Η διαλυτότητα στο νερό των κυριοτέρων αλάτων φαίνεται στον παρακάτω πίνακα :

<center;'>

Ευδιάλυτα	Δυσδιάλυτα - αδιάλυτα
Άλατα με Cl-	AgCl, Hg2Cl2, CuCl, PbCl2
Άλατα με Br-	AgBr, Hg2Br2, CuBr, PbBr2
Άλατα με I-	AgI, Hg2I2, CuI, PbI2
NH4F, KF, NaF, AgF	Άλατα με F- (εκτός των διπλανών)
K2S, Na2S, (NH4)2S, CaS, BaS, MgS	Άλατα με S2- (εκτός των διπλανών)
K2CO3, Na2CO3, (NH4)2CO3	Άλατα με CO32- (εκτός των διπλανών)
K2SiO3, Na2SiO3	Άλατα με SiO32- (εκτός των διπλανών)
K3PO4, Na3PO4, (NH4)3PO4	Άλατα με PO43- (εκτός των διπλανών)
Άλατα με SO42- (εκτός των διπλανών)	CaSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4, HgSO4
K2SO3, Na2SO3, (NH4)2SO3	Άλατα με SO32- (εκτός των διπλανών)
Άλατα με CH3COO- (εκτός των διπλανών)	CH3COOAg, CH3COOHg
Άλατα με ΝΟ3-, ClO3-, ClO4-, HCO3-, H2PO4-	(NH4)2PtCl6

Τα άλατα στον οργανισμό και στα τρόφιμα του ανθρώπου

Ισορροπία Donnan στο κύτταρο

• Πολλά άλατα είναι απαραίτητα στη διατροφή του ανθρώπου καθώς και στη διατήρηση της υγείας του. Είναι απαραίτητα σχεδόν σε κάθε χημική αντίδραση του μεταβολισμού :
  • Το χλωριούχο νάτριο (NaCl) είναι ουσιαστικό για τη ζωή. Η σωστή ρύθμιση της συγκέντρωσης του νατρίου και χλωρίου στο σώμα είναι πάρα πολύ σημαντική. Το νάτριο (Na⁺) και το χλώριο (Cl^-) είναι τα κύρια ιόντα στο εξωκυτταρικό υγρό, το οποίο περιλαμβάνει το πλάσμα αίματος. Με αυτήν τη μορφή διαδραματίζουν κρίσιμους ρόλους σε διάφορες διαδικασίες διατήρησης της ζωής.
  • Το φθόριο εμφανίζεται στο νερό και τα τρόφιμα με μορφή φθοριούχων αλάτων. Περίπου το 95% του συνόλου των αλάτων φθορίου βρίσκεται στα κόκκαλα και τα δόντια. Ο ρόλος των αλάτων αυτών στην πρόληψη της οδοντικής τερηδόνας (αποσύνθεση δοντιών) είναι ευρέως καθιερωμένος.
  • Ο φωσφόρος είναι ένα απαραίτητο στοιχείο το οποίο απαιτείται από κάθε κύτταρο στο σώμα για να λειτουργήσει σωστά. Το μεγαλύτερο μέρος του φωσφόρου στο σώμα βρίσκεται με τη μορφή φωσφορικών αλάτων. Περίπου το 85% των αλάτων αυτών στο σώμα βρίσκεται στα οστά.
  • Τα άλατα του Cu⁺ και του Cu²⁺ είναι απαραίτητα στις αντιδράσεις οξείδωσης-αναγωγής (οξειδοαναγωγικές) και τη δέσμευση των ελεύθερων ριζών.

• Πολλά άλατα κυρίως οργανικά χρησιμοποιούνται ως πρόσθετα στα τρόφιμα. Μερικά απ'αυτά φαίνονται στον παρακάτω πίνακα :

Χρωστικά	Συντηρητικά	Αντιοξειδωτικά	Γαλακτοματοποιητές	Βελτιωτικά γεύσης	Πρόσθετα με διάφορες λειτουργίες
Ανθρακικό ασβέστιο	Άλατα σορβικού οξέος	Άλατα μηλικού οξέος	Άλατα αλγινικού οξέος	Άλατα γλουταμινικού οξέος	Ανθρακικά άλατα
Όξινο ανθρακικό ασβέστιο	Άλατα βενζοϊκού οξέος	Άλατα φωσφορικού οξέος	Άλατα ινοσινικού οξέος		Θειικά άλατα
	Μεθανικά άλατα	Άλατα τρυγικού οξέος			Χλωριούχα άλατα
	Θειώδη άλατα	Άλατα γαλακτικού οξέος			Σιδηροκυανιούχα άλατα
	Νιτρώδη άλατα	Άλατα κιτρικού οξέος			Πυριτικά άλατα
	Άλατα προπανικού οξέος				Άλατα στεατικού οξέος

Συνηθέστερες χρήσεις των ανόργανων αλάτων

Χρήσεις ορισμένων αλάτων
Ανθρακικά	Νιτρικά	Θειικά	Πυριτικά	Χλωριούχα
Υαλουργία	Λιπάσματα	Μεταξουργία	Υαλουργία	Ξηραντικά
Σαπωνοποιία	Εκρηκτικά	Οικοδομική	Κοσμήματα	Ιατρική
Αποσκλήρυνση νερού	Καθρέφτες	Ιατρική		Μαγειρική
Φαρμακευτική	Φωτογραφία	Βαφική
Κεραμοποιία		Βυρσοδεψία
Οικοδομική
Βαφική

Σημειώσεις

Βιβλιογραφία

1. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
2. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
3. Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Καταστάσεων της Ύλης και Θερμοδυναμική", Θεσσαλονίκη 1986.
4. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία οργανικής χημείας", Έκδοση 13η, Αθήνα 1985.
5. Ιακώβου Π. "Οργανική Χημεία. Σύγχρονη Θεωρία και Ασκήσεις", Θεσσαλονίκη 1995.
6. Σαλτερής Κ. "Χημεία Β' Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης", Αθήνα.
7. Γεωργάτσος Ι. Ε. "Βιοχημεία, Τόμος Α', Δομή μακρομορίων-Ένζυμα-Βιολογικές Οξειδώσεις", Θεσσαλονίκη 1985.
8. Τοσσίδης Ι. "Χημεία Ενώσεων Συναρμογής", Θεσσαλονίκη 1986.
9. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Χημεία Περιβάλλοντος", Θεσσαλονίκη 1986.
10. Μπόσκου Δ. "Χημεία τροφίμων με Στοιχεία Τεχνολογίας Τροφίμων", Θεσσαλονίκη 1986.

Εξωτερικοί σύνδεσμοι

Τα άλατα στα τρόφιμα

Δείτε επίσης

• Κατάλογος ορυκτών
• Θερμική διάσπαση άλατος