Dit is de Nederlandse naam voor die stoffen die elders giftige
afvalstoffen worden genoemd. Het aantal soorten chemische
afvalstoffen is zeer groot: gechloreerde koolwaterstoffen,
vaste en vloeibare organische verbindingen (zie organische
chemie), metaalslibstoffen, zouten , katalysatoren,
teerachtige stoffen, oliën, vetten, verfrestanten, enzovoort
Alle mogelijke mengsels en samenstellingen zijn denkbaar.
Chemische afvalstoffen zijn moeilijk verwerkbaar, waardoor ze
niet gezamenlijk met stedelijke afvalstoffen kunnen worden
verwerkt. Bovendien hebben vele chemische afvalstoffen een
agressief karakter en zijn ze schadelijk voor het milieu.
Naast het voorkomen van het ontstaan en het bevorderen van
hergebruik is het realiseren van een doelmatige verwijdering een
belangrijke methode om milieuverontreiniging door afvalstoffen
tegen te gaan. Hiertoe kan men de chemische afvalstoffen zodanig
omzetten in een aantal componenten en/of reststoffen dat deze:
a. hergebruikt kunnen worden (of als vulstoffen of
toeslagstoffen kunnen worden toegepast);
b. geen chemische afvalstoffen meer zijn;
c. in of op de bodem kunnen worden gebracht.
De hiertoe benodigde verwerkingsprincipes zijn o.m.: verbranden,
chemisch transformeren (in waterige oplossing), neutraliseren,
precipiteren, ontwateren, behandelen/breken van emulsies,
biologisch/biochemisch transformeren, regenereren en
reconditioneren door middel van destillatie, extractie,
ionenwisseling en elektrolyse.
De verwerking concentreert zich voornamelijk op destillatie van
oplosmiddelen, verbranden van de zeer giftige gechloreerde
koolwaterstoffen, verbranden bij zeer hoge temperatuur, opslag
in verlaten zoutmijnen (bepaalde vaste afvalstoffen) of
kunstmatige deponieën. Bij het storten (in of op de bodem
brengen) moeten zeer hoge eisen worden gesteld met betrekking
tot de uitloogbaarheid van schadelijke stoffen in verband met
het voorkómen van bodem- en grondwaterverontreiniging. Eventueel
zullen immobilisatie- en stabilisatiemethoden noodzakelijk zijn.
Lozen op zee van ‘waterige’ afvalstoffen is aan strenge regels
onderworpen, o.m. ingevolge verschillende Internationale
Conventies.
Zout is een uit ionen
opgebouwde chemische verbinding die in vaste toestand een
kristalrooster vormt.
Geschiedenis en naam
In het dagelijkse leven is zout de benaming voor de verbinding
natriumchloride, ook bekend als keukenzout.
Voor de opkomst van moderne conserveringsmethoden was zout een
van de weinige middelen om voedsel tegen bederf te vrijwaren.
Oude culturen waren vaak daar gevestigd waar zout verkrijgbaar
was (Hallstatt). Voor de Romeinse soldaat was het zoutrantsoen (Lat.:
salaris; v. Lat. sal = zout) even belangrijk als heden ten dage
de soldij. De omstreeks 1300 opgekomen zoutvaart naar de
Middellandse Zee, die na de uitvinding van het haringkaken in
1450 een economisch belang van de eerste orde voor Nederland
werd, is een van de grondslagen waarop de Nederlandse handel en
scheepvaart is gebouwd. Algemeen gebruikelijk was het heffen van
accijns op zout, in Nederland pas in 1951 afgeschaft.
Het voor consumptie bestemde zout moet in Nederland voldoen aan
de eisen van het Zoutbesluit (Warenwet); het fijnkorrelige,
makkelijk strooibare product heet tafelzout. Jodiumhoudend
keuken- of tafelzout bevat 23 tot 29 mg kaliumjodide per kg
zout.
Chemie
In de chemie kent men een groot aantal zouten. In oplossingen of
in gesmolten toestand splitsen zouten zich in hun ionen. De
positieve ionen kunnen zijn metaalionen, halfmetaalionen (bijv.
Ge, As, Sb, enz.) of complexe ionen. Het negatieve ion kan
bestaan uit een niet-metaalion, een halfmetaalion of een complex
ion. Het negatieve ion is meestal het zuurrestion van een
organisch of anorganisch zuur.
Zouten kunnen o.a. gevormd worden door de reactie van:
a. een base
met een zuur, bijv. KOH + HCl ± KCl + H2O;
b. een base
met een zuurvormend oxide, bijv. 2 KOH + SO3 ± K2SO4 + H2O;
c. een
basevormend oxide met een zuurvormend oxide, bijv. BaO + SO3 ±
BaSO4;
d.
een basevormend oxide met een
zuur, bijv. CaO + 2HCl ± CaCl2 + H2O;
e.
een onedel metaal met een zuur,
bijv. Mg + 2 HCl ± MgCl2 + H2;
f.
directe combinatie van
elementen, bijv. 2 Na + Cl2 ± 2 NaCl.
Indien bij een zuur alle dissocieerbare waterstofatomen zijn
vervangen door andere kationen, heeft men een normaal zout
verkregen (in tegenstelling tot zure zouten, waarin nog zure
waterstof aanwezig is). Bij een basisch zout zijn in het
zoutmolecule behalve de zuurrest één of meer hydroxidegroepen
aanwezig. Samenstellingen van twee zouten worden dubbelzouten
genoemd, een voorbeeld hiervan zijn de aluinen.
Is een
verbinding die in waterige oplossing waterstofionen (H+)
afsplitst. Het tegenovergestelde van een zuur is een base, een
verbinding die in waterige oplossing hydroxylionen (OH)
afsplitst, of die in staat is H+ te binden.
Geschiedenis
In het verleden zijn er verscheidene pogingen gedaan om het
begrip zuur in een sluitende definitie onder te brengen.
Oorspronkelijk (1838) werd een zuur door J. von Liebig
gedefinieerd als een verbinding tussen door metaal vervangbare
waterstof en een zuurradicaal (zuurrest), bestaande uit één of
meer elementen (bijv. resp. HI of H2SO4). Als kenmerk gold de
neutralisatiereactie: zuur + base ± zout + water, bijv. HI + KOH
± KI + H2O. De oplossing van een zuur zoals waterstofjodide (HI)
vertoont een zure reactie; het smaakt ook enigszins zuur en doet
een blauw lakmoespapiertje rood kleuren; de oplossing van een
base zoals KOH vertoont een basische reactie; de oplossing heeft
een loog- of zeepsmaak, is in staat vetten op te lossen en doet
een rood lakmoespapiertje blauw kleuren.
Moeilijkheden ontstonden toen bleek dat ook andere stoffen dan
hydroxiden een basische reactie vertonen. Svante August
Arrhenius definieerde in 1887 zuren daarom als verbindingen die
in waterige oplossing dissociëren in waterstofionen en
zuurrestionen; het kenmerk is dus het waterstofion of proton (H+)
of eigenlijk de gehydrateerde vorm daarvan, het hydronium-ion of
oxonium-ion: H3O+. De basische reactie kon verklaard worden: het
was een reactie tussen OH--ionen en H+-ionen. Deze reactie is in
feite een evenwichtsreactie en de Kw = [H3O+].[OH-] is alleen
afhankelijk van de temperatuur. Bij 24 °C is Kw = 10-14.
Brönsted- en
Lewis-zuren
T.M. Lowry en J.N. Brönsted definieerden in 1923 (onafhankelijk
van elkaar) een zuur als een molecule of ion dat protonen kan
afgeven (protondonor), tegenover een base als een molecule of
ion dat protonen kan opnemen (protonacceptor). NH3 en CO2-3 zijn
dus Brönsted-basen (bijv. NH3 + H2O NH4+ + OH-). Het voordeel
van deze theorie is dat de begrippen zuur en base heel algemeen
worden, nadeel is dat eenzelfde stof soms bij de ene reactie als
zuur en bij de andere als base kan reageren.
Gilbert Newton Lewis (1923) definieerde een zuur als een
molecuul of ion met een elektronentekort, waardoor het in staat
is als elektronpaaracceptor een binding aan te gaan met een
lewisbase (elektronpaardonor), die een ‘eenzaam’ paar elektronen
kan aanbieden. Omdat vele ‘klassieke’ zuren niet onder deze
definitie vallen, is zij nog herhaaldelijk aangepast. Het meest
gebruikt worden echter de definities van Arrhenius, Lowry en
Brönsted.
Zuursterkte
Een eenwaardig of eenbasisch zuur heeft slechts één af te
splitsen proton. Bij meerwaardige zuren worden de protonen min
of meer stapsgewijs afgesplitst. De zuurgraad van een oplossing
van een zuur wordt bepaald door de concentratie van het zuur en
door de zuursterkte, dwz. de mate waarin de dissocieerbare
protonen ook werkelijk zijn afgesplitst (zie ook dissociatie).
Als maat voor de zuursterkte gebruikt men meestal de pKz (pKz =
-log Kz), waarbij Kz de evenwichtsconstante K is van het
dissociatie-evenwicht HZ + H2O *t4 H3O+ + Z- (Z- is de
zuurrest). Hoe lager de pKz, hoe sterker het zuur. Op analoge
wijze wordt voor basen de pKb gedefinieerd (de K van het
evenwicht B + H2O *t4 BH+ + OH-. Hoe lager de pKb hoe sterker de
base. Er geldt pKz + pKb = -log Kwater = 14 (bij 24 °C). Dat
houdt bijv. in dat de zuurrest van een sterk zuur een zwakke
base is.
|