Säuren sind komplexe Substanzen, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen (die durch Metallatome ersetzt werden können) bestehen, die mit einem Säurerest verbunden sind.
allgemeine Eigenschaften
Säuren werden in sauerstofffreie und sauerstoffhaltige sowie organische und anorganische Säuren eingeteilt.
Reis. 1. Klassifizierung von Säuren - anoxisch und sauerstoffhaltig.
Anoxische Säuren sind Lösungen in Wasser von solchen binären Verbindungen wie Halogenwasserstoff oder Schwefelwasserstoff. In Lösung wird die polare kovalente Bindung zwischen Wasserstoff und einem elektronegativen Element durch die Wirkung von Dipol-Wassermolekülen polarisiert, und die Moleküle zerfallen in Ionen. das Vorhandensein von Wasserstoffionen in der Substanz und ermöglicht es Ihnen, wässrige Lösungen dieser binären Verbindungen Säuren zu nennen.
Säuren werden nach dem Namen der binären Verbindung benannt, indem die Endung -naya hinzugefügt wird. beispielsweise ist HF Flusssäure. Das Säureanion wird mit dem Namen des Elements bezeichnet, indem die Endung -id hinzugefügt wird, z. B. Cl - Chlorid.
Sauerstoffhaltige Säuren (Oxosäuren)- es handelt sich um nach Säuretyp dissoziierende Säurehydroxide, also als Protolithen. Ihre allgemeine Formel ist E(OH)mOn, wobei E ein Nichtmetall oder ein Metall mit veränderlicher Wertigkeit in der höchsten Oxidationsstufe ist. vorausgesetzt, dass n 0 ist, dann ist die Säure schwach (H 2 BO 3 - Borsäure), wenn n \u003d 1, dann ist die Säure entweder schwach oder von mittlerer Stärke (H 3 PO 4 - Orthophosphorsäure), wenn n größer als ist oder gleich 2, dann gilt Säure als stark (H 2 SO 4).
Reis. 2. Schwefelsäure.
Säurehydroxide entsprechen Säureoxiden oder Säureanhydriden, beispielsweise entspricht Schwefelsäure Schwefelsäureanhydrid SO 3 .
Chemische Eigenschaften von Säuren
Säuren haben eine Reihe von Eigenschaften, die sie von Salzen und anderen chemischen Elementen unterscheiden:
- Aktion auf Indikatoren. Wie saure Protolyte zu H+-Ionen dissoziieren, die die Farbe der Indikatoren verändern: Eine violette Lackmuslösung wird rot, eine orangefarbene Methylorange-Lösung wird rosa. Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise, und jede weitere Stufe ist schwieriger als die vorherige, da im zweiten und dritten Schritt immer schwächere Elektrolyte dissoziieren:
H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -
Die Farbe des Indikators hängt davon ab, ob die Säure konzentriert oder verdünnt ist. Wenn beispielsweise Lackmus in konzentrierte Schwefelsäure eingetaucht wird, wird der Indikator rot, aber in verdünnter Schwefelsäure ändert sich die Farbe nicht.
- Neutralisierungsreaktion, das heißt, die Wechselwirkung von Säuren mit Basen, die zur Bildung von Salz und Wasser führt, findet immer dann statt, wenn mindestens einer der Reagenzien stark ist (Base oder Säure). Bei schwacher Säure läuft die Reaktion nicht ab, die Base ist unlöslich. Zum Beispiel gibt es keine Reaktion:
H 2 SiO 3 (schwache, wasserunlösliche Säure) + Cu(OH) 2 - keine Reaktion
Aber in anderen Fällen verläuft die Neutralisationsreaktion mit diesen Reagenzien:
H 2 SiO 3 + 2KOH (alkalisch) \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
- Wechselwirkung mit basischen und amphoteren Oxiden:
Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
- Die Wechselwirkung von Säuren mit Metallen, in einer Reihe von Spannungen links von Wasserstoff stehend, führt zu einem Prozess, bei dem Salz gebildet und Wasserstoff freigesetzt wird. Diese Reaktion ist einfach, wenn die Säure stark genug ist.
Salpetersäure und konzentrierte Schwefelsäure reagieren mit Metallen, indem sie nicht Wasserstoff, sondern das Zentralatom reduzieren:
Mg + H 2 SO 4 + MgSO 4 + H 2
- Die Wechselwirkung von Säuren mit Salzen tritt auf, wenn das Ergebnis eine schwache Säure ist. Wenn das Salz, das mit der Säure reagiert, wasserlöslich ist, läuft die Reaktion auch ab, wenn ein unlösliches Salz gebildet wird:
Na 2 SiO 3 (lösliches Salz einer schwachen Säure) + 2 HCl (starke Säure) \u003d H 2 SiO 3 (schwache unlösliche Säure) + 2 NaCl (lösliches Salz)
Viele Säuren werden in der Industrie verwendet, zum Beispiel wird Essigsäure für die Konservierung von Fleisch- und Fischprodukten benötigt.
Säuren Komplexe Substanzen werden genannt, deren Molekülzusammensetzung Wasserstoffatome enthält, die gegen Metallatome ausgetauscht oder ausgetauscht werden können, und einen Säurerest.
Je nach Vorhandensein oder Fehlen von Sauerstoff im Molekül werden Säuren in sauerstoffhaltige Säuren eingeteilt(H 2 SO 4 Schwefelsäure, H 2 SO 3 schweflige Säure, HNO 3 Salpetersäure, H 3 PO 4 Phosphorsäure, H 2 CO 3 Kohlensäure, H 2 SiO 3 Kieselsäure) und anoxisch(HF-Flusssäure, HCl-Salzsäure (Salzsäure), HBr-Bromwasserstoffsäure, HI-Jodwasserstoffsäure, H 2 S-Schwefelwasserstoffsäure).
Säuren sind je nach Anzahl der Wasserstoffatome in einem Säuremolekül einbasig (mit 1 H-Atom), zweibasig (mit 2 H-Atomen) und dreibasig (mit 3 H-Atomen). Zum Beispiel ist Salpetersäure HNO 3 einbasig, da in ihrem Molekül ein Wasserstoffatom vorhanden ist, Schwefelsäure H 2 SO 4 – zweibasisch usw.
Es gibt nur sehr wenige anorganische Verbindungen, die vier Wasserstoffatome enthalten, die durch ein Metall ersetzt werden können.
Der Teil eines Säuremoleküls ohne Wasserstoff wird als Säurerest bezeichnet.
Säurerückstände sie können aus einem Atom (-Cl, -Br, -I) bestehen - das sind einfache Säurereste, oder sie können - aus einer Gruppe von Atomen (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - das sind komplexe Reste sein .
In wässrigen Lösungen werden Säurereste bei Austausch- und Substitutionsreaktionen nicht zerstört:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Das Wort Anhydrid bedeutet wasserfrei, also eine Säure ohne Wasser. Zum Beispiel,
H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Anoxische Säuren haben keine Anhydride.
Säuren haben ihren Namen vom Namen des säurebildenden Elements (Säurebildner) mit dem Zusatz der Endungen „naya“ und seltener „vaya“: H 2 SO 4 - Schwefelsäure; H 2 SO 3 - Kohle; H 2 SiO 3 - Silizium usw.
Das Element kann mehrere Sauerstoffsäuren bilden. In diesem Fall sind die angegebenen Enden im Namen der Säuren dann, wenn das Element die höchste Wertigkeit aufweist (das Säuremolekül hat einen großen Gehalt an Sauerstoffatomen). Wenn das Element eine niedrigere Wertigkeit aufweist, ist die Namens-Endung der Säure „rein“: HNO 3 - Salpetersäure, HNO 2 - Salpetersäure.
Säuren können durch Auflösen von Anhydriden in Wasser erhalten werden. Wenn die Anhydride in Wasser unlöslich sind, kann die Säure durch Einwirkung einer anderen stärkeren Säure auf das Salz der erforderlichen Säure erhalten werden. Dieses Verfahren ist sowohl für Sauerstoff als auch für anoxische Säuren typisch. Anoxische Säuren werden auch durch direkte Synthese aus Wasserstoff und Nichtmetall erhalten, gefolgt von Auflösung der resultierenden Verbindung in Wasser:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Lösungen der entstehenden gasförmigen Stoffe HCl und H 2 S und sind Säuren.
Unter normalen Bedingungen sind Säuren sowohl flüssig als auch fest.
Chemische Eigenschaften von Säuren
Saure Lösungen wirken auf Indikatoren. Alle Säuren (außer Kieselsäure) lösen sich gut in Wasser. Spezielle Substanzen - Indikatoren ermöglichen es Ihnen, das Vorhandensein von Säure festzustellen.
Indikatoren sind Substanzen mit komplexer Struktur. Sie ändern ihre Farbe in Abhängigkeit von der Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in Basenlösungen eine andere. Bei Wechselwirkung mit Säure ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird rot, der Lackmus-Indikator wird ebenfalls rot.
Interagiere mit Basen unter Bildung von Wasser und Salz, das einen unveränderten Säurerest enthält (Neutralisationsreaktion):
H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Wechselwirkung mit basierten Oxiden unter Bildung von Wasser und Salz (Neutralisationsreaktion). Das Salz enthält den Säurerest der Säure, die bei der Neutralisationsreaktion verwendet wurde:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
mit Metallen interagieren.
Für die Wechselwirkung von Säuren mit Metallen müssen bestimmte Bedingungen erfüllt sein:
1. Das Metall muss ausreichend aktiv gegenüber Säuren sein (in der Aktivitätsreihe der Metalle muss es vor Wasserstoff angesiedelt sein). Je weiter links ein Metall in der Aktivitätsreihe steht, desto intensiver wechselwirkt es mit Säuren;
2. Die Säure muss stark genug sein (dh in der Lage sein, H + -Wasserstoffionen abzugeben).
Bei chemischen Reaktionen einer Säure mit Metallen wird ein Salz gebildet und Wasserstoff freigesetzt (außer bei der Wechselwirkung von Metallen mit Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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| Säureformeln | Namen von Säuren | Namen der entsprechenden Salze |
| HClO 4 | Chlorid | Perchlorate |
| HClO3 | Chlor | Chlorate |
| HClO2 | Chlorid | Chlorite |
| HClO | hypochlorig | Hypochlorite |
| H5IO6 | Jod | periodiert |
| HI 3 | Jod | Jodate |
| H2SO4 | Schwefel | Sulfate |
| H2SO3 | schwefelhaltig | Sulfite |
| H2S2O3 | Thioschwefelsäure | Thiosulfate |
| H2S4O6 | tetrathionisch | Tetrathionate |
| HNO3 | Salpetersäure | Nitrate |
| HNO 2 | stickstoffhaltig | Nitrite |
| H3PO4 | Orthophosphorsäure | Orthophosphate |
| HPO 3 | Metaphosphorig | Metaphosphate |
| H3PO3 | Phosphor | Phosphite |
| H3PO2 | Phosphor | Hypophosphite |
| H2CO3 | Kohle | Karbonate |
| H2SiO3 | Silizium | Silikate |
| HMnO 4 | Mangan | Permanganate |
| H2MnO4 | Mangan | Manganate |
| H2CrO4 | Chrom | Chromate |
| H2Cr2O7 | dichrome | Dichromate |
| HF | Flusssäure (Flusssäure) | Fluoride |
| HCl | Salzsäure (Salzsäure) | Chloride |
| HBr | Bromwasserstoff | Bromide |
| HALLO | Jodwasserstoff | Jodide |
| H 2 S | Schwefelwasserstoff | Sulfide |
| HCN | Blausäure | Cyanide |
| HOCN | cyan | Cyanate |
Lassen Sie mich Sie kurz mit konkreten Beispielen daran erinnern, wie Salze richtig benannt werden sollten.
Beispiel 1. Salz K 2 SO 4 wird durch den Rest von Schwefelsäure (SO 4) und Metall K gebildet. Salze der Schwefelsäure werden Sulfate genannt. K 2 SO 4 - Kaliumsulfat.
Beispiel 2. FeCl 3 - Die Zusammensetzung des Salzes umfasst Eisen und den Rest Salzsäure (Cl). Name des Salzes: Eisen(III)chlorid. Bitte beachten Sie: In diesem Fall müssen wir nicht nur das Metall benennen, sondern auch seine Wertigkeit (III) angeben. Im vorigen Beispiel war dies nicht nötig, da die Wertigkeit von Natrium konstant ist.
Wichtig: Im Namen des Salzes sollte die Wertigkeit des Metalls nur angegeben werden, wenn dieses Metall eine variable Wertigkeit hat!
Beispiel 3. Ba (ClO) 2 - Die Zusammensetzung des Salzes umfasst Barium und den Rest Hypochlorige Säure (ClO). Name des Salzes: Bariumhypochlorit. Die Wertigkeit des Ba-Metalls in allen seinen Verbindungen ist zwei, es ist nicht notwendig, dies anzugeben.
Beispiel 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Die NH 4 -Gruppe heißt Ammonium, die Wertigkeit dieser Gruppe ist konstant. Salzname: Ammoniumdichromat (Bichromat).
In den obigen Beispielen trafen wir nur die sog. mittlere oder normale Salze. Säure-, Basen-, Doppel- und Komplexsalze, Salze organischer Säuren werden hier nicht diskutiert.
Wenn Sie sich nicht nur für die Nomenklatur von Salzen, sondern auch für die Methoden zu ihrer Herstellung und chemischen Eigenschaften interessieren, empfehle ich Ihnen, die entsprechenden Abschnitte des Nachschlagewerks zur Chemie zu lesen: "
Klassifikation anorganischer Stoffe mit Beispielen für Verbindungen
Analysieren wir nun das oben dargestellte Klassifikationsschema genauer.
Wie wir sehen können, werden zunächst alle anorganischen Substanzen unterteilt in einfach und Komplex:
einfache Substanzen Substanzen, die aus Atomen nur eines chemischen Elements gebildet werden, werden als bezeichnet. Einfache Substanzen sind beispielsweise Wasserstoff H 2 , Sauerstoff O 2 , Eisen Fe, Kohlenstoff C usw.
Unter einfachen Substanzen gibt es Metalle, Nichtmetalle und Edelgase:
Metalle werden von chemischen Elementen gebildet, die sich unterhalb der Bor-Astat-Diagonale befinden, sowie von allen Elementen, die sich in Seitengruppen befinden.
Edelgase gebildet durch chemische Elemente der Gruppe VIIIA.
Nichtmetalle jeweils gebildet durch chemische Elemente, die sich oberhalb der Bor-Astat-Diagonale befinden, mit Ausnahme aller Elemente der sekundären Nebengruppen und Edelgase, die sich in der Gruppe VIIIA befinden:
Die Namen einfacher Substanzen stimmen meistens mit den Namen der chemischen Elemente überein, aus deren Atomen sie bestehen. Bei vielen chemischen Elementen ist das Phänomen der Allotropie jedoch weit verbreitet. Allotropie ist das Phänomen, wenn ein chemisches Element mehrere einfache Substanzen bilden kann. Beispielsweise ist bei dem chemischen Element Sauerstoff die Existenz von Molekülverbindungen mit den Formeln O 2 und O 3 möglich. Der erste Stoff wird normalerweise Sauerstoff genannt, genauso wie das chemische Element, dessen Atome es bildet, und der zweite Stoff (O 3 ) wird normalerweise Ozon genannt. Die einfache Substanz Kohlenstoff kann jede ihrer allotropen Modifikationen bedeuten, beispielsweise Diamant, Graphit oder Fullerene. Die einfache Substanz Phosphor kann als allotrope Modifikationen verstanden werden, wie weißer Phosphor, roter Phosphor, schwarzer Phosphor.
Komplexe Substanzen
komplexe Substanzen Substanzen, die aus Atomen von zwei oder mehr Elementen bestehen, werden genannt.
So sind beispielsweise komplexe Stoffe Ammoniak NH 3, Schwefelsäure H 2 SO 4, gelöschter Kalk Ca (OH) 2 und unzählige andere.
Unter komplexen anorganischen Stoffen werden 5 Hauptklassen unterschieden, nämlich Oxide, Basen, amphotere Hydroxide, Säuren und Salze:
Oxide - Komplexe Substanzen, die aus zwei chemischen Elementen bestehen, von denen eines Sauerstoff in der Oxidationsstufe -2 ist.
Die allgemeine Formel für Oxide kann als E x O y geschrieben werden, wobei E das Symbol eines chemischen Elements ist.
Nomenklatur der Oxide
Der Name des Oxids eines chemischen Elements basiert auf dem Prinzip:
Zum Beispiel:
Fe 2 O 3 - Eisenoxid (III); CuO, Kupfer(II)oxid; N 2 O 5 - Stickoxid (V)
Oft findet man Hinweise, dass die Wertigkeit des Elements in Klammern angegeben ist, dies ist aber nicht der Fall. So beträgt beispielsweise die Oxidationsstufe von Stickstoff N 2 O 5 +5 und die Wertigkeit seltsamerweise vier.
Wenn ein chemisches Element in Verbindungen eine einzige positive Oxidationsstufe hat, wird die Oxidationsstufe nicht angezeigt. Zum Beispiel:
Na 2 O - Natriumoxid; H 2 O - Wasserstoffoxid; ZnO ist Zinkoxid.
Klassifizierung von Oxiden
Oxide werden nach ihrer Fähigkeit, bei Wechselwirkung mit Säuren oder Basen Salze zu bilden, jeweils eingeteilt in salzbildend und nicht salzbildend.
Es gibt nur wenige nicht salzbildende Oxide, alle werden von Nichtmetallen in der Oxidationsstufe +1 und +2 gebildet. Die Liste der nicht salzbildenden Oxide sollte beachtet werden: CO, SiO, N 2 O, NO.
Salzbildende Oxide wiederum werden unterteilt in hauptsächlich, sauer und amphoter.
Basische Oxide werden solche Oxide genannt, die bei Wechselwirkung mit Säuren (oder Säureoxiden) Salze bilden. Zu den Hauptoxiden gehören Metalloxide in der Oxidationsstufe +1 und +2, mit Ausnahme von Oxiden von BeO, ZnO, SnO, PbO.
Säureoxide werden solche Oxide genannt, die bei Wechselwirkung mit Basen (oder basischen Oxiden) Salze bilden. Saure Oxide sind fast alle Oxide von Nichtmetallen mit Ausnahme von nicht salzbildenden CO, NO, N 2 O, SiO, sowie alle Metalloxide in hohen Oxidationsstufen (+5, +6 und +7).
amphotere Oxide sogenannte Oxide, die sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren können und als Ergebnis dieser Reaktionen Salze bilden. Solche Oxide weisen eine duale Säure-Base-Natur auf, d. h. sie können die Eigenschaften von sowohl sauren als auch basischen Oxiden aufweisen. Amphotere Oxide umfassen Metalloxide in den Oxidationsstufen +3, +4 und als Ausnahmen Oxide von BeO, ZnO, SnO, PbO.
Einige Metalle können alle drei Arten von salzbildenden Oxiden bilden. Beispielsweise bildet Chrom basisches Oxid CrO, amphoteres Oxid Cr 2 O 3 und saures Oxid CrO 3 .
Wie man sieht, hängen die Säure-Base-Eigenschaften von Metalloxiden direkt vom Oxidationsgrad des Metalls im Oxid ab: Je höher der Oxidationsgrad, desto ausgeprägter die Säureeigenschaften.
Stiftungen
Stiftungen – Verbindungen mit einer Formel der Form Me(OH)x, wobei x meistens gleich 1 oder 2.
Basisklassifizierung
Basen werden nach der Anzahl der Hydroxogruppen in einer Struktureinheit klassifiziert.
Basen mit einer Hydroxogruppe, d.h. Typ MeOH, genannt einzelne Säurebasen mit zwei Hydroxogruppen, d.h. Typ Me(OH) 2 , bzw. Disäure usw.
Auch die Basen werden in lösliche (alkalische) und unlösliche unterteilt.
Alkalien umfassen ausschließlich Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen sowie Thalliumhydroxid TlOH.
Basisnomenklatur
Der Name der Stiftung ist nach folgendem Prinzip aufgebaut:
Zum Beispiel:
Fe (OH) 2 - Eisen (II) -hydroxid,
Cu (OH) 2 - Kupfer (II) -hydroxid.
In Fällen, in denen das Metall in komplexen Stoffen eine konstante Oxidationsstufe hat, ist es nicht erforderlich, diese anzugeben. Zum Beispiel:
NaOH - Natriumhydroxid,
Ca (OH) 2 - Calciumhydroxid usw.
Säuren
Säuren - Komplexe Substanzen, deren Moleküle Wasserstoffatome enthalten, die durch ein Metall ersetzt werden können.
Die allgemeine Formel von Säuren kann als H x A geschrieben werden, wobei H Wasserstoffatome sind, die durch ein Metall ersetzt werden können, und A ein Säurerest ist.
Säuren umfassen beispielsweise Verbindungen wie H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HNO 2 usw.
Säureklassifizierung
Nach der Anzahl der Wasserstoffatome, die durch ein Metall ersetzt werden können, werden Säuren eingeteilt in:
- um einbasige Säuren: HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;
- d Essigsäuren: H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 ;
- t rebasische Säuren: H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .
Es ist zu beachten, dass die Anzahl der Wasserstoffatome bei organischen Säuren meist nicht deren Basizität widerspiegelt. Beispielsweise ist Essigsäure mit der Formel CH 3 COOH trotz des Vorhandenseins von 4 Wasserstoffatomen im Molekül nicht vier-, sondern einbasig. Die Basizität organischer Säuren wird durch die Anzahl der Carboxylgruppen (-COOH) im Molekül bestimmt.
Je nach Vorhandensein von Sauerstoff in Säuremolekülen werden sie auch in anoxische (HF, HCl, HBr usw.) und sauerstoffhaltige (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 usw.) unterteilt. Oxygenierte Säuren werden auch genannt Oxosäuren.
Sie können mehr über die Klassifizierung von Säuren lesen.
Nomenklatur von Säuren und Säureresten
Die folgende Liste mit Namen und Formeln von Säuren und Säureresten sollte gelernt werden.
In einigen Fällen können einige der folgenden Regeln das Auswendiglernen erleichtern.
Wie aus der obigen Tabelle ersichtlich, ist der Aufbau der systematischen Namen von Anoxsäuren wie folgt:
Zum Beispiel:
HF, Flusssäure;
HCl, Salzsäure;
H 2 S - Schwefelwasserstoffsäure.
Die Namen der Säurereste sauerstofffreier Säuren sind nach dem Prinzip aufgebaut:
Beispielsweise Cl - - Chlorid, Br - - Bromid.
Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren erhält man durch Anhängen verschiedener Suffixe und Endungen an den Namen des säurebildenden Elements. Hat beispielsweise das säurebildende Element in einer sauerstoffhaltigen Säure die höchste Oxidationsstufe, dann ist der Name einer solchen Säure wie folgt aufgebaut:
Zum Beispiel Schwefelsäure H 2 S +6 O 4, Chromsäure H 2 Cr +6 O 4.
Alle sauerstoffhaltigen Säuren können auch als saure Hydroxide klassifiziert werden, da sich in ihren Molekülen Hydroxogruppen (OH) befinden. Dies ist beispielsweise aus den folgenden grafischen Formeln einiger sauerstoffhaltiger Säuren ersichtlich:
So kann Schwefelsäure auch als Schwefel(VI)-hydroxid, Salpetersäure-Stickstoff(V)-hydroxid, Phosphorsäure-Phosphor(V)-hydroxid usw. bezeichnet werden. Die Zahl in Klammern kennzeichnet den Oxidationsgrad des säurebildenden Elements. Eine solche Variante der Bezeichnungen sauerstoffhaltiger Säuren mag vielen äußerst ungewöhnlich erscheinen, vereinzelt finden sich solche Bezeichnungen aber auch in echten KIMs der Einheitlichen Staatsprüfung Chemie bei Aufgabenstellungen zur Einteilung anorganischer Stoffe.
Amphotere Hydroxide
Amphotere Hydroxide - Metallhydroxide mit dualer Natur, d.h. in der Lage, sowohl die Eigenschaften von Säuren als auch die Eigenschaften von Basen aufzuweisen.
Amphoter sind Metallhydroxide in den Oxidationsstufen +3 und +4 (sowie Oxide).
Auch die Verbindungen Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 und Pb (OH) 2 sind als Ausnahmen von amphoteren Hydroxiden enthalten, trotz des Oxidationsgrades des Metalls in ihnen +2.
Für amphotere Hydroxide drei- und vierwertiger Metalle ist die Existenz von ortho- und meta-Formen möglich, die sich durch ein Wassermolekül voneinander unterscheiden. Beispielsweise kann Aluminium(III)hydroxid in der ortho-Form von Al(OH) 3 oder der meta-Form von AlO(OH) (Metahydroxid) vorliegen.
Da amphotere Hydroxide, wie bereits erwähnt, sowohl die Eigenschaften von Säuren als auch die Eigenschaften von Basen aufweisen, können ihre Formel und ihr Name auch anders geschrieben werden: entweder als Base oder als Säure. Zum Beispiel:
Salz
Salze umfassen also beispielsweise Verbindungen wie KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 usw.
Die obige Definition beschreibt die Zusammensetzung der meisten Salze, es gibt jedoch Salze, die nicht darunter fallen. Beispielsweise kann das Salz anstelle von Metallkationen Ammoniumkationen oder seine organischen Derivate enthalten. Diese. Salze umfassen Verbindungen wie zum Beispiel (NH 4) 2 SO 4 (Ammoniumsulfat), + Cl – (Methylammoniumchlorid) usw.
Salzklassifizierung
Andererseits können Salze als Produkte der Substitution von Wasserstoffkationen H + in einer Säure durch andere Kationen oder als Produkte der Substitution von Hydroxidionen in Basen (oder amphoteren Hydroxiden) durch andere Anionen betrachtet werden.
Bei vollständiger Substitution, dem sog Mittel oder normal Salz. Beispielsweise entsteht beim vollständigen Ersatz von Wasserstoffkationen in Schwefelsäure durch Natriumkationen ein durchschnittliches (normales) Salz Na 2 SO 4 und bei vollständigem Ersatz von Hydroxidionen in der Ca (OH) 2 -Base durch Säurereste. Nitrationen bilden ein mittleres (normales) Salz Ca(NO3)2.
Salze, die durch unvollständigen Ersatz von Wasserstoffkationen in einer zweibasigen (oder mehr) Säure durch Metallkationen erhalten werden, werden Säuresalze genannt. Bei unvollständigem Ersatz von Wasserstoffkationen in Schwefelsäure durch Natriumkationen wird also ein Säuresalz NaHSO 4 gebildet.
Salze, die durch unvollständige Substitution von Hydroxidionen in zweisauren (oder mehr) Basen gebildet werden, werden als basisch bezeichnet um Salze. Beispielsweise bei unvollständigem Ersatz von Hydroxidionen in der Ca(OH) 2 -Base durch Nitrationen, einer Base um klares Salz Ca(OH)NO 3 .
Salze, die aus Kationen zweier verschiedener Metalle und Anionen von Säureresten nur einer Säure bestehen, werden genannt Doppelsalze. Doppelsalze sind also beispielsweise KNaCO 3 , KMgCl 3 usw.
Wenn das Salz aus einer Art von Kationen und zwei Arten von Säureresten gebildet wird, werden solche Salze als gemischt bezeichnet. Mischsalze sind beispielsweise die Verbindungen Ca(OCl)Cl, CuBrCl etc.
Es gibt Salze, die nicht unter die Definition von Salzen als Produkte der Substitution von Wasserstoffkationen in Säuren durch Metallkationen oder Produkte der Substitution von Hydroxidionen in Basen durch Anionen von Säureresten fallen. Dies sind komplexe Salze. So sind beispielsweise Komplexsalze Natriumtetrahydroxozinkat und Tetrahydroxoaluminat mit den Formeln Na 2 bzw. Na. Komplexe Salze erkennen Sie unter anderem am häufigsten an eckigen Klammern in der Formel. Es muss jedoch klar sein, dass, damit ein Stoff als Salz klassifiziert werden kann, seine Zusammensetzung alle Kationen außer (oder anstelle von) H + enthalten muss und dass von den Anionen zusätzlich zu (oder statt) OH -. Beispielsweise gehört die Verbindung H 2 nicht zur Klasse der Komplexsalze, da bei ihrer Dissoziation von Kationen nur Wasserstoffkationen H + in Lösung vorliegen. Nach Art der Dissoziation ist dieser Stoff eher als sauerstofffreie komplexe Säure einzustufen. Ebenso gehört die OH-Verbindung nicht zu den Salzen, denn diese Verbindung besteht aus Kationen + und Hydroxidionen OH -, d.h. es sollte als komplexe Grundlage betrachtet werden.
Salz Nomenklatur
Nomenklatur von mittleren und sauren Salzen
Der Name von mittleren und sauren Salzen basiert auf dem Prinzip:
Wenn der Oxidationsgrad des Metalls in komplexen Substanzen konstant ist, wird dies nicht angezeigt.
Die Namen der Säurereste wurden oben unter Berücksichtigung der Nomenklatur von Säuren angegeben.
Zum Beispiel,
Na 2 SO 4 - Natriumsulfat;
NaHSO 4 - Natriumhydrosulfat;
CaCO 3 - Calciumcarbonat;
Ca (HCO 3) 2 - Calciumbicarbonat usw.
Nomenklatur basischer Salze
Die Namen der Hauptsalze sind nach dem Prinzip aufgebaut:
Zum Beispiel:
(CuOH) 2 CO 3 - Kupfer(II)hydroxocarbonat;
Fe(OH) 2 NO 3 - Eisen(III)-dihydroxonitrat.
Nomenklatur komplexer Salze
Die Nomenklatur von Komplexverbindungen ist viel komplizierter, und Sie müssen nicht viel über die Nomenklatur von Komplexsalzen wissen, um die Prüfung zu bestehen.
Man sollte Komplexsalze benennen können, die durch Wechselwirkung von Alkalilösungen mit amphoteren Hydroxiden erhalten werden. Zum Beispiel:
*Die gleichen Farben in der Formel und dem Namen zeigen die entsprechenden Elemente der Formel und des Namens an.
Trivialnamen anorganischer Substanzen
Trivialnamen werden als Namen von Stoffen verstanden, die nicht oder nur schwach mit ihrer Zusammensetzung und Struktur verwandt sind. Trivialnamen sind in der Regel entweder historischen Gründen oder den physikalischen oder chemischen Eigenschaften dieser Verbindungen geschuldet.
Liste der Trivialnamen anorganischer Substanzen, die Sie kennen müssen:
| Nein 3 | Kryolith |
| SiO2 | Quarz, Kieselerde |
| FeS 2 | Pyrit, Eisenpyrit |
| CaSO 4 ∙2H 2 O | Gips |
| CaC2 | Calciumcarbid |
| Al4C3 | Aluminiumkarbid |
| KOH | Ätzkali |
| NaOH | Natronlauge, Natronlauge |
| H2O2 | Wasserstoffperoxid |
| CuSO 4 ∙5H 2 O | blaues Vitriol |
| NH4Cl | Ammoniak |
| CaCO3 | Kreide, Marmor, Kalkstein |
| N2O | Lachgas |
| NEIN 2 | braunes gas |
| NaHCO3 | Essen (Trinken) Limonade |
| Fe304 | Eisenoxid |
| NH 3 ∙ H 2 O (NH 4 OH) | Ammoniak |
| CO | Kohlenmonoxid |
| CO2 | Kohlendioxid |
| SiC | Karborund (Siliciumcarbid) |
| PH 3 | Phosphin |
| NH3 | Ammoniak |
| KClO 3 | Berthollet-Salz (Kaliumchlorat) |
| (CuOH) 2 CO 3 | Malachit |
| CaO | Branntkalk |
| Ca(OH)2 | gelöschter Kalk |
| transparente wässrige Lösung von Ca(OH) 2 | Kalkwasser |
| eine Suspension von festem Ca(OH) 2 in seiner wässrigen Lösung | Milch von Kalk |
| K2CO3 | Pottasche |
| Na2CO3 | Soda |
| Na 2 CO 3 ∙ 10 H 2 O | Kristallsoda |
| MgO | Magnesia |
