Sole

SOLE związki powstające w reakcji zobojętniania, pochodne kwasów, w których zdolny do oddzielenia w wyniku dysocjacji elektrolitycznej atom wodoru został zastąpiony atomem metalu lub rodnikiem (np. — NH₄); w powstałej cząsteczce ów atom metalu lub rodnik może zostać odszczepiony podczas dysocjacji jako kation. Sole można również uważać za pochodne zasad, w których zdolne do dysocjacji grupy hydroksylowe zostały zastąpione również ulegającymi dysocjacji resztami kwasowymi. Wszystkie sole rozpuszczone w odpo­wiednim rozpuszczalniku ulegają dysocjacji elektrolitycznej, są więc elektrolitami. Na ogół sole są ciałami stałymi, nielotnymi lub słabo lotnymi, a stopione w odpowiednio wysokiej temperaturze dysocjują nawet bez rozpuszczalnika i przewodzą prąd.

Część soli to związki dobrze rozpuszczalne w wodzie i chętnie dysocjujące na jony:

Na₂SO₄ →2Na⁺ + SO₄^2-

CdCl₂ → Cd²⁺ + 2Cl^-

Pewna część soli jest w wodzie nierozpuszczalna, a powstając w reakcji jonowej, strąca się całkowicie lub częściowo w postaci białego osadu, bądź osadu innego koloru. Ciekawą reakcją dającą sól jest reakcja dwóch różnych soli. Taka zachodzi jednak dopiero wtedy, gdy obie sole-substraty są dobrze rozpuszczalne w wodzie, a sól-produkt nie rozpuszcza się w wodzie, strąca się jako osad. Obok soli-osadu powstaje drugi produkt - sól dobrze rozpuszczalna.

Przykładem takiej reakcji jest:

2AlCl₃ + 3K₂SO₃ →Al₂(SO₃)₃ + 6KCl

Tak naprawdę w reakcji tej reagują tylko dwa jony: jon Al³⁺ powstały z dysocjacji chlorku glinu w roztworze oraz jon SO₃^2- z dysocjacji siarczanu (IV) potasu.

2Al³⁺ + 6Cl^- + 6K⁺ + 3SO₃^2- → Al₂(SO₃)₃ + 6K⁺ + 6Cl^-

2Al³⁺ + 3SO₃^2- Al₂(SO₃)₃

Hydroliza to reakcja anionu lub kationu soli z cząsteczką wody, w wyniku której powstają odpowiednio jony OH^- lub H⁺. Roztwór chlorku cynku jest kwasowy, gdyż jony Zn²⁺, powstałe w procesie dysocjacji tej soli, wchodzą w reakcję z wodą i powstają aniony H⁺, zakwaszające roztwór:

ZnCl₂ → Zn²⁺ + 2Cl^-

Zn²⁺ + 2H₂O → Zn(OH)₂ + 2H⁺

Analogicznie tłumaczy się zasadowy odczyn roztworu węglanu sodu:

Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO₃^2-

Solami nazywa się elektrolity, które podczas dysocjacji tworzą kationy metali oraz aniony reszt kwasowych. W zależności od składu rozróżnia się sole obojętne, kwaśne, zasadowe i podwójne. Każdą sól można przedstawić jako produkt reakcji zasady i kwasu, to jest reakcji zobojętnienia, na przykład:

2NaOH+H₂SO₄=Na₂SO₄+2H₂O

Podczas odparowania takiego roztworu zaczną wypadać kryształy soli obo­jętnej (w przykładzie jest nią Na₂SO₄).

Jeżeli zasady weźmie się mniej niż wymaga się tego do całkowitego zobo­jętnienia kwasu siarkowego, to podczas odparowania zaczną wypadać kryształy soli kwaśnej (NaHSO₄):

NaOH+H₂SO₄=NaHSO₄+H,O

W cząsteczkach soli kwaśnych, oprócz jonów metalu i reszty kwasowej, zawarte są jony wodoru. Na przykład NaHSO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄. Aniony soli kwaśnych ulegają dalszej dysocjacji jak słabe elektrolity. Sole kwaśne powstają z kwasów wielozasadowych. Kwasy jednozasadowe nie tworzą soli kwaśnych.

Sole zasadowe to sole, których cząsteczki oprócz jonów metalu i reszty kwasowej zawierają jony hydroksylowe. Można je przedstawić jako produkt niezupełnego podstawienia grup hydroksylowych zasady resztami kwasowymi. Sole zasadowe powstają z zasad wielokwasowych, natomiast zasady jednokwasowe nie tworzą soli zasadowych.

Cząsteczki soli podwójnych składają się z jonów dwóch różnych metali i z reszty kwasowej.

Nazwy.

Nazwy obojętnych soli kwasów tlenowych tworzy się z nazwy kwasu z końcówką -an i nazwy metalu. Na przykład, Na₂SO₄ siarczan sodowy, Ca₃(PO₄)₂ — fosforan wapniowy. Jeżeli metal ma wartościowość zmienną, to sole zawierające jony na wyższym stopniu utlenienia mają nazwy kończące się przyrostkiem — owy, natomiast sole zawierające jony na niższym stopniu utlenienia mają nazwy kończące się przyrostkiem -awy. Na przykład, Fe₂(SO₄)₃ — siarczan żelazowy, FeSO₄ — siarczan żelazawy. Niekiedy zamiast tego rzymskimi cyframi oznacza się wartościowość metalu. W danym przypadku używa się nazwy siarczan żelaza (II) i siarczan żelaza (III).

Jeżeli niemetal tworzy kilka kwasów tlenowych to sole kwasu zawierającego niemetal na niższym stopniu utlenienia noszą nazwy zakończone przyrostkiem -yn. Na przykład sól kwasu azotawego KNO₂ nazywa się azotyn potasowy. sól kwasu azotowego KNO₃ — azotan potasowy.

Nazwy obojętnych soli kwasów beztlenowych składają się z nazwy niemetalu z przyrostkiem -ek oraz z nazwy metalu. Na przykład KBr — bromek potasowy, A1C1₃ — chlorek glinowy. Sole metali o zmiennej wartościowości rozróżnia się podobnie jak w przypadku kwasów tlenowych. Na przykład FeCl₂ — chlorek żelazawy, FeCl₃ — chlorek żelazowy.

Sole kwaśne i zasadowe nazywają się podobnie jak sole obojętne z do­datkiem określenia kwaśny w przypadku soli kwaśnej lub zasadowy — w przy­padku soli zasadowej. Na przykład KHSO₄ — kwaśny siarczan potasowy, NaHS — kwaśny siarczek sodowy, Al(OH)SO₄ — zasadowy siarczan glinowy.

Przy graficznym przedstawianiu wzorów soli wychodzi się z odpowiednich wzorów kwasów zastępując w nich atomy wodoru — atomami metali z zachowaniem reguł wartościowości, to znaczy jeden atom wodoru zastępuje się metalem jednowartościowym, dwa atomy — metalem dwuwartościowym, trzy - trójwartościowym.

Otrzymywanie.

Poniżej dane są przykłady otrzymywania soli różno­rodnymi metodami, aczkolwiek należy pamiętać, że nie każdą sól można otrzy­mać za pomocą tych metod.

1) Reakcja zobojętnienia (neutralizacji)

2) Działanie kwasów na tlenki zasadowe

4) Reakcja dwu różnych soli

5) Działanie zasad na tlenki kwasowe

6) Działanie alkaliów na sole

7) Reakcje pomiędzy tlenkami zasadowymi i kwasowymi

8) Reakcje metali z niemetalami

9) Reakcje metali z kwasami

10) Reakcje metali z solami

11)Reakcja amoniaku z chlorowodorem:

Tak więc, sole powstają w wyniku reakcji chemicznych pomiędzy związkami nieorganicznymi różnych klas oraz substancjami prostymi.

Właściwości.

Sole są stałymi substancjami krystalicznymi. Pod względem rozpuszczalności w wodzie można je podzielić na rozpuszczalne, trudno roz­puszczalne i praktycznie nierozpuszczalne.

Wszystkie sole kwasu azotowego i octowego są rozpuszczanie w wodzie. Rozpuszczalne w wodzie są również sole kwasu solnego oprócz AgCl, Hg₂C1₂ .

Chemiczne właściwości soli uwarunkowane są ich zachowaniem się wobec metali, zasad, kwasów i soli.

1)  W szeregu napięciowym każdy metal wypiera z roztworów

soli metale następujące po nim.

2) Sole reagują z zasadami.

3) Sole reagują z kwasami.

4) Liczne sole reagują między sobą.

Do przeprowadzenia reakcji 1 - 4 stosuje się zwykle roztwory soli. Reakcje przebiegają do końca tylko w tym przypadku, jeżeli jeden z powstających produktów opuszcza środowisko reakcji to jest wypada w postaci osadu, ulatnia się w postaci gazowej albo tworzy związek zdysocjowany w niewielkim stopniu. Jeżeli natomiast produkty reakcji, podobnie jak substancje wyjściowe są dobrze rozpuszczalna w wodzie, to reakcje te będą procesami odwracalnymi.

HYDROLIZA SOLI

Doświadczenie wykazuje, że roztwory pewnych soli mają odczyn zasadowy (pH>7), innych — odczyn kwaśny (pH<7), innych wreszcie odczyn obojętny (pH=7). Dlaczego tak jest? Przecież sole te nie zawierają w swoim składzie ani jonów wodorowych ani hydroksylowych.

Wytłumaczenia tych faktów należy szukać w oddziaływaniu soli z wodą. Dla przykładu roztwór octanu sodowego CH₃COONa wykazujący odczyn zasadowy.

Octan sodowy, jako silny elektrolit podczas rozpuszczania w wodzie całkowicie dysocjuje na jony Na⁺ i CH₃COO^-. Jony te reagują z jonami H⁺ i OH^- pochodzącymi z wody, przy czym jony Na⁺ nie mogą związać jonów OH^- w cząsteczki NaOH, ponieważ wodorotlenek sodowy jest mocnym elektrolitem i występuje w roztworze w postaci jonów. Z drugiej strony jony octanowe wiążą jony H+ tworząc cząsteczki słabego elektrolitu — kwasu octowego, w wyniku czego nowe cząsteczki H₂O dysocjują na jony H⁺ i OH^-. Procesy te przebiegają dotąd, póki nie ustali się równowaga. Równanie to wskazuje, że w wyniku utworzenia słabego elektrolitu kwasu octowego przesuwa się równowaga jonowa dysocjacji wody i wytwarza się nadmiar jonów OH^-, dlatego też roztwór przybiera odczyn zasadowy.

Oddziaływanie wody z jonami soli prowadzące do utworzenia słabego elektrolitu nazywa się hydrolizą soli. Jak pokazuje powyższy przykład roztwór stał się zasadowy w wyniku hydrolizy soli CH₃COONa.

Należy nadmienić, że każdą sól można przedstawić jako produkt reakcji kwasu i zasady. Zatem octan sodowy CH₃COONa utworzony jest przez słaby kwas CH₃COOH i silną zasadę NaOH, chlorek amonowy NH₄OH — przez słabą zasadę NH₄OH i silny kwas HC1, CH₃COONH₄ — przez słaby kwas CH₃COOH i słabą zasadę NH₄C1, NaCl — przez mocną zasadę NaOH i mocny kwas HC1.

Wszystkie sole utworzone przez słaby kwas i mocną zasadę będą ulegać hydrolizie i nadawać roztworowi odczyn zasadowy (pH>7). Sole utworzone przez mocny kwas i słabą zasadę również ulegają hydrolizie. Nadają one roztworowi odczyn kwaśny, jak to ma miejsce w roztworze chlorku amonowego NH₄Cl. W tym przypadku tworzy się słaby elektrolit NH₄OH.

W wyniku tego część jonów OH^- zostanie zamieniona na jony, natomiast H+ zostaną w nadmiarze. Zatem, w wyniku hydrolizy NH₄C1 roztwór tej soli wykaże odczyn kwaśny (pH<7).

Jeszcze łatwiej ulegają hydrolizie sole utworzone przez słaby kwas i słabą zasadę, na przykład CH₃COONH₄. Jony tej soli jednocześnie wiążą jony H⁺ i OH^-, przesuwając równowagę dysocjacji wody. W tym przypadku odczyn roztworu zależy od stopnia dysocjacji produktów hydrolizy — kwasu i zasady: jeżeli przeważają jony OH^- odczyn jest zasadowy, jeżeli jony H+  odczyn jest kwaśny, jeżeli ich ilości są jednakowe — odczyn obojętny.  Ponieważ  w powyższym przykładzie stopnie dysocjacji CH₃COOH oraz NH₄OH powstających w wyniku hydrolizy są w przybliżeniu jednakowe,  zatem roztwór będzie  obojętny  (pH=7).  Jednak w wodnym rozworze węglanu anionowego (NH₄)₂CO₃, również soli słabego kwasu i słabej zasady, odczyn jest słabo zasadowy, ponieważ stopień dysocjacji NH₄OH jest wyższy od stopnia dysocjacji. Wreszcie, sole utworzone przez silną zasadę i silny kwas nie ulegają hydrolizie. Jony takich soli nie mogą tworzyć z jonami wody słabych elektrolitów. W tym przypadku jony soli praktycznie nie biorą udziału w reakcji i równowaga dysocjacji wody nie ulega przemieszczeniu, stężenia jonów H⁺ oraz OH^- pozostają takie same jak w czystej wodzie i znaczy to, że roztwór będzie miał odczyn obojętny (pH=7).

Tak więc hydroliza soli następuje zawsze w tych przypadkach, kiedy ich jony powstające w wyniku dysocjacji elektrolitycznej zdolne są do tworzenia par z jonami wody słabych (słabo zdysocjowanych) elektrolitów.

Dla większości soli proces hydrolizy jest procesem odwracalnym. Dlatego równowagę hydrolityczną charakteryzuje się ilościowo stopniem hydrolizy podobnie jak równowagę dysocjacji słabego elektrolitu charakteryzuje się stopniem dysocjacji. Stopień hydrolizy soli jest to stosunek ilości cząsteczek, które uległy hydrolizie do łącznej ilości cząsteczek rozpuszczonych.

Na wielkość stopnia hydrolizy wpływa temperatura i stężenie roztworu soli. Im wyższa temperatura i im bardziej rozcieńczony jest wodą roztwór większy jest stopień hydrolizy. Tłumaczy się to w ten sposób, że ze wzrostem temperatury wyraźnie wzrastają stężenia jonów H+ i OH^- powstających z wody. Natomiast wzrost stężenia wody, jak to wynika z równań hydrolizy przesuwa równowagę hydrolizy na prawo. Doświadczalnie znaleziono jednak­że, że stopień hydrolizy soli utworzonych przez słaby kwas i słabą zasadę nie zależy od rozcieńczenia.

A zatem w celu zwiększenia hydrolizy soli, jej roztwór należy rozcieńczyć i ogrzać. W wielu przypadkach w ten sposób udaje się doprowadzić hydrolizę praktycznie do końca. Równowagę hydrolityczną można łatwo przesuwać. Jeżeli do układu, w którym ustaliła się równowaga wprowadzi się produkt hydrolizy — NH₄OH, to równowaga przesunie się na lewo (hydroliza soli zmniejszy się). Odwrotnie, jeżeli będziemy usuwać produkty hydrolizy, równowaga przesunie się na prawo (hydroliza soli zwiększy się). Wtedy, kiedy produkty hydrolizy opuszczają strefę reakcji,  hydrolia przebiega nieodwracalnie (w równaniach hydrolizy nieodwracalnej umieszcza się znak równości).

Na zakończenie należy podkreślić, że hydroliza soli jest jednym z ważnych przykładów hydrolizy substancji. Hydroliza w ogólnym pojęciu jest reakcją wymiennego  rozkładu  zachodzącą  między różnymi  substancjami. Taka definicja obejmuje także hydrolizę substancji organicznych — to jest estrów, tłuszczów, węglowodanów, białek oraz hydrolizę substancji nieorganicznych — soli, węglików, chlorowców, soli chlorowców z metalami itd.

W dużej skali prowadzi się hydrolizę drewna. Szybko wzrastający przemysł hydrolizacyjny wytwarza z surowców niespożywczych (drewna, łupin łuszczyn słonecznikowych, kaczanów kukurydzy) szereg cennych produktów: alkohol etylowy, drożdże białkowe, glukozę, stały dwutlenek węgla (suchy lód), furfurol, terpentynę, alkohol metylowy, ligninę i wiele innych.

Hydroliza soli, utworzonych przez słabe kwasy wielozasadowe i mocne zasady, przebiega wielostopniowo (odpowiednio do reakcji odwrotnej dysocjacji wielostopniowej) i powstają sole kwaśne (dokładniej aniony kwaśnych soli).

• AZOTANY, sole kwasu azotowego, o wzorze ogólnym Me^INO₃, rozpuszczalne w wodzie (oprócz nielicznych a. zasadowych), bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny. Stopione azotany są utleniaczami, w roztwory nie mają zdolności utleniających. Prażone azotany litowców tworzą azotyny; azotany metali ciężkich wydzielają dwutlenek azotu i tlen, tworząc tlenki metali lub wolny metal. Azotany otrzymuje się przez rozpu­szczanie metali albo tlenków, wodorotlenków lub węglanów metali w kwasie azotowym.

BORANY, sole kwasu borowego HsBO₃, odpowiadające składem pochodnym kwasów metaborowego HBO₂ lub czteroborowego H₂B₄O₇. Borany metali alkalicznych w roztworach wodnych reagują za­sadowo wskutek hydrolizy. Borany są bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny.

BROMKI, związki zawierające brom ujemnie jednowartościowy. Bromki niemetali — związki bromu z niemetalami, powstające w wy­niku bezpośredniej syntezy, mają własności podobne do chlor­ków niemetali; bromki metali — sole kwasu bromowodorowego (bromowodór), mają własności podobne do odpowiednich chlor­ków metali (chlorki).

CHLORKI, związki zawierające chlor ujemnie jednowartościowy. Chlorki niemetali — związki chloru z niemetalami (oprócz tlenu), powstają w wyniku bezpośredniej syntezy. Chlorki niemetali (oprócz czterochlorku węgla) całkowicie hydrolizują pod wpły­wem wody, wszystkie są bezbarwne lub białe.

• Chlorki metali — sole kwasu solnego, mają charakter jo­nowy, są krystaliczne, bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny. Wszystkie chlorki metali oprócz srebrowego, rtęciawego, talawego, miedziawego i ołowiawego są rozpuszczalne w wodzie. Niektóre występują w przyrodzie, inne otrzymuje się rozpuszczając węglany, tlenki, wodorotlenki lub metale w kwasie solnym.

FLUORKI, związki zawierające fluor ujemnie jednowartościowy. Fluorki niemetali — związki fluoru z niemetalami, powstają w wy­niku bezpośredniej syntezy. Wszystkie bezbarwne, na ogół gazowe, pod wpływem wody hydrolizują. Sześciofluorek siarki SF₆ jest bardzo odporny chemicznie (nie pali się w czystym tlenie w wyso­kiej temp.); trujący czterofluorek krzemu SiF₄ powstaje pod­czas trawienia szkła kwasem fluorowodorowym; trójfluorek boru BF₃ stosowany jest jako katalizator w chemii organicznej. Fluorki metali — sole kwasu fluorowodorowego (fluorowodór), bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny. Fluorki metali alkalicznych hydrolizują, roztwory reagują zasadowo.

• SIARCZKI, związki siarki ujemnie dwuwartościowej. 1) Siarczki metali — sole kwasu siarkowodorowego H₂S (siarkowodór), o wzorze ogólnym Me₂^IS (znane są też wodorosiarczki Me^IHS). Siarczki są nierozpuszczalne w wodzie i na ogół barwne (oprócz rozpuszczalnych i bezbarwnych siarczków po­tasowców i wapniowców). Siarczki rozpuszczalne hydrolizują w roztworach wod­nych, mają własności redukujące (produktami utlenienia mogą być wielosiarczki). Liczne siarczki występują w przyrodzie i są ważnymi kruszcami wielu metali (np. blenda cynkowa, wurcyt, galena). Otrzymywanie: siarczki potasowców i wapniowców przez nasycanie siarkowodorem roztworów wodorotlenków lub przez re­dukcję siarczanów (np. węglem), siarczki metali ciężkich na drodze suchej z pierwiastków lub na drodze mokrej — strącając siarkowodorem z roztworów soli; niekiedy barwa siarczków zależy od metody ich otrzymania (siarczek rtęciowy, siarczek antymonawy). Strącanie siarczków jest ważną czynnością analizy chemicznej. Siarczki arsenu, antymonu i cyny, nierozpuszczalne w wodzie, są rozpuszczalne w roztworach siarczków potasowców (tworzą siarkosole).

węglany, sole kwasu węglowego o wzorze ogólnym Me₂^ICO₃ (węglany obojętne) lub Me^IHCO₃ (węglany kwaśne, wodorowęglany). Węglany są bezbarwne jeżeli kation  jest  bezbarwny  (ale węglan  srebrowy  Ag₂CO₃  jest żółtawy). Oprócz węglanów potasowców węglany są trudno rozpuszczalne w wodzie (wodorowęglany są lepiej  rozpuszczalne).  Węglany  potasowców  ulegają w roztworach  hydrolizie  jako sole słabego kwasu, przy czym roztwory węglanów obojętnych mają odczyn mocno zasadowy, a roztwory wodorowęglanów — słabo  zasadowy. Pod  wpływem kwasów węglany roz­kładają się z wydzieleniem dwutlenku węgla CO₂. Prażone ulegają dysocjacji termicznej, np. CaCO₃ → CaO + CO₂. Niektóre metale tworzą tylko węglany zasadowe (np. bizmut, miedź) lub nie  tworzą  węglanów  wcale  (np. glin,  rtęć,  żelazo  trójwartościowe; roztwór węglanu strąca z roztworu ich soli osad wodorotlenku). Liczne węglany występują w przyrodzie.

FOSFORANY, sole kwasu ortofosforowego H₃PO₄, zawierającego fosfor pięciowartościowy. Obok fosforanów obojętnych (trzeciorzędo­wych) o wzorze ogólnym Me₃^IPO₄ (z wyjątkiem fosforanów metali alka­licznych trudno rozpuszczalnych w wodzie), znane są dwa szeregi fosforanów kwaś­nych:

1. Wodorofosforany (fosforany drugorzędowe) Me₂^IHPO₄
2. Dwuwodorofosforany (fosforany pierwszorzędowe) Me^IH₂PO₄; te ostatnie są na ogół rozpuszczalne w wodzie.

•   Hydroliza powoduje, że 0,5 n roztwór Na₃PO₄ ma pH=11, Na₂HPO₄ — pH=10; odczyn roztworu NaH₂PO₄ jest słabo kwaśny. Fosforany są bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny (wyjątek — żółty fosforan srebrowy Ag₃PO₄). Ogrzewanie fosforanów pierwszorzędowych prowadzi do metafosforanów Me^IPO₃ (np. NaH₂PO₄ →NaPO₃ + H₂O), drugorzędowych — do pirofosforanów Me₄^IP₂O₇ (np. 2Na₂HPO₄ → Na₄P₂O₇ + H₂O); fosforany trzeciorzędowe nie ulegają zmianom podczas ogrzewania. Liczne fosforany występują, w przyro­dzie (apatyt, fosforyty i inne).

• SIARCZANY – sole kwasu siarkowego H₂SO₄ zawierającego siarkę sześciowartościową, o wzorze ogólnym Me₂^ISO₄ (znane są też wodorosiarczany o wzorze ogólnym Me^IHSO₄; w stanie kry­stalicznym można otrzymać wodorosiarczany potasowców). Siarczany są bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny, są dobrze rozpuszczalne w wodzie, oprócz siarczanu ołowiawego, wapniowego (gips), strontowego, barowego i ra­dowego; średnio rozpuszczalne są siarczany rtęciawy i srebrowy. Uwodnione siarczany owzorze Me^IISO₄ 7H₂O zwane są koperwasami i witriolami. Liczne siarczany mają ważne zastosowanie praktyczne, wiele z nich wy­stępuje w przyrodzie.

SIARCZYNY, sole kwasu siarkawego H₂SO₃, zawierającego siarkę czterowartościową, o wzorze ogólnym Me₂^ISO₃ (znane są też wodorosiarczyny Me^IHSO₃). Są bezbarwne, jeżeli kation jest bezbarwny, z wyjątkiem siarczynów potasowców są trudno rozpuszczane w wodzie. W roztworach hydrolizują jako sole słabego kwasu; po zakwaszeniu roztworu wydziela się dwutlenek siarki SO₂. Siarczyny mają własności reduku­jące (utleniają się do siarczanów; w roztworach tlenem powietrza).