Säureformeln	Namen von Säuren	Namen der entsprechenden Salze
HClO4	Chlor	Perchlorate
HClO3	hypochlorig	Chlorate
HClO2	Chlorid	Chlorite
HClO	hypochlorig	Hypochlorite
H5IO6	Jod	Periodate
HIO 3	Jod	Jodate
H2SO4	schwefelhaltig	Sulfate
H2SO3	schwefelhaltig	Sulfite
H2S2O3	Thioschwefel	Thiosulfate
H2S4O6	tetrathionisch	Tetrathionate
HNO3	Stickstoff	Nitrate
HNO2	stickstoffhaltig	Nitrite
H3PO4	Orthophosphorsäure	Orthophosphate
HPO 3	Metaphosphorsäure	Metaphosphate
H3PO3	Phosphor	Phosphite
H3PO2	Phosphor	Hypophosphite
H2CO3	Kohle	Carbonate
H2SiO3	Silizium	Silikate
HMnO4	Mangan	Permanganate
H2MnO4	Mangan	Manganate
H2CrO4	Chrom	Chromate
H2Cr2O7	Dichrom	Dichromate
HF	Fluorwasserstoff (Fluorid)	Fluoride
HCl	Salzsäure (Salzsäure)	Chloride
HBr	Bromwasserstoff	Bromide
HALLO	Jodwasserstoff	Jodide
H2S	Schwefelwasserstoff	Sulfide
HCN	Blausäure	Cyanide
HOCN	Cyan	Cyanate

Lassen Sie mich anhand konkreter Beispiele kurz daran erinnern, wie Salze richtig bezeichnet werden sollten.

Beispiel 1. Das Salz K 2 SO 4 wird aus einem Schwefelsäurerest (SO 4) und Metall K gebildet. Salze der Schwefelsäure werden Sulfate genannt. K 2 SO 4 – Kaliumsulfat.

Beispiel 2. FeCl 3 – das Salz enthält Eisen und einen Salzsäurerest (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 vorherigen Beispiel war dies nicht notwendig, da die Wertigkeit von Natrium konstant ist.

Wichtig: Der Name des Salzes sollte nur dann die Wertigkeit des Metalls angeben, wenn das Metall eine variable Wertigkeit hat!

Beispiel 3. Ba(ClO) 2 – das Salz enthält Barium und den Rest hypochlorige Säure (ClO). Salzname: Bariumhypochlorit. Die Wertigkeit des Metalls Ba in allen seinen Verbindungen beträgt zwei; es bedarf keiner Angabe.

Beispiel 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Die NH 4 -Gruppe heißt Ammonium, die Wertigkeit dieser Gruppe ist konstant. Name des Salzes: Ammoniumdichromat (Dichromat).

In den obigen Beispielen sind wir nur auf das sogenannte gestoßen. mittlere oder normale Salze. Auf saure, basische, doppelte und komplexe Salze sowie Salze organischer Säuren wird hier nicht eingegangen.

Wenn Sie sich nicht nur für die Nomenklatur von Salzen, sondern auch für deren Herstellungsmethoden und chemische Eigenschaften interessieren, empfehle ich Ihnen, die entsprechenden Abschnitte des Chemie-Nachschlagewerks zu lesen: „

Sauerstofffrei:	Basizität	Name des Salzes
HCl - Salzsäure (Salzsäure)	einbasisch	Chlorid
HBr – Bromwasserstoff	einbasisch	Bromid
HI – Hydroiodid	einbasisch	Jodid
HF - Fluorwasserstoff (Fluorsäure)	einbasisch	Fluorid
H 2 S - Schwefelwasserstoff	dibasisch	Sulfid
Sauerstoffhaltig:
HNO 3 – Stickstoff	einbasisch	Nitrat
H 2 SO 3 - schwefelhaltig	dibasisch	Sulfit
H 2 SO 4 – schwefelhaltig	dibasisch	Sulfat
H 2 CO 3 - Kohle	dibasisch	Karbonat
H 2 SiO 3 - Silizium	dibasisch	Silikat
H 3 PO 4 - Orthophosphorsäure	tribasisch	Orthophosphat

Salze – komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und sauren Resten bestehen. Dies ist die zahlreichste Klasse anorganischer Verbindungen.

Einstufung. Nach Zusammensetzung und Eigenschaften: mittel, sauer, basisch, doppelt, gemischt, komplex

Mittlere Salze sind Produkte des vollständigen Ersatzes der Wasserstoffatome einer mehrbasischen Säure durch Metallatome.

Bei der Dissoziation entstehen nur Metallkationen (oder NH 4 +). Zum Beispiel:

Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Saure Salze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen einer mehrbasischen Säure durch Metallatome.

Bei der Dissoziation erzeugen sie Metallkationen (NH 4 +), Wasserstoffionen und Anionen des Säurerests, zum Beispiel:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .

Basische Salze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von OH-Gruppen – der entsprechenden Base durch saure Reste.

Bei der Dissoziation ergeben sie Metallkationen, Hydroxylanionen und einen Säurerest.

Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .

Doppelte Salze enthalten zwei Metallkationen und ergeben bei der Dissoziation zwei Kationen und ein Anion.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Komplexe Salze enthalten komplexe Kationen oder Anionen.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Genetische Beziehung zwischen verschiedenen Verbindungsklassen

EXPERIMENTELLER TEIL

Ausrüstung und Utensilien: Gestell mit Reagenzgläsern, Waschmaschine, Alkohollampe.

Reagenzien und Materialien: roter Phosphor, Zinkoxid, Zn-Granulat, gelöschtes Kalkpulver Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 Lösungen von NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, Universalindikatorpapier, Lösung Phenolphthalein, Methylorange, destilliertes Wasser.

Arbeitsauftrag

1. Gießen Sie Zinkoxid in zwei Reagenzgläser. Geben Sie eine Säurelösung (HCl oder H 2 SO 4) zu einem und eine Alkalilösung (NaOH oder KOH) zu dem anderen und erhitzen Sie es leicht auf einer Alkohollampe.

Beobachtungen: Löst sich Zinkoxid in einer Säure- und Alkalilösung?

Gleichungen schreiben

Schlussfolgerungen: 1. Zu welcher Oxidart gehört ZnO?

2. Welche Eigenschaften haben amphotere Oxide?

Herstellung und Eigenschaften von Hydroxiden

2.1. Tauchen Sie die Spitze des Universalindikatorstreifens in die Alkalilösung (NaOH oder KOH). Vergleichen Sie die resultierende Farbe des Indikatorstreifens mit der Standardfarbskala.

Beobachtungen: Notieren Sie den pH-Wert der Lösung.

2.2. Nehmen Sie vier Reagenzgläser, gießen Sie 1 ml ZnSO 4 -Lösung in das erste, CuSO 4 in das zweite, AlCl 3 in das dritte und FeCl 3 in das vierte. In jedes Reagenzglas 1 ml NaOH-Lösung geben. Schreiben Sie Beobachtungen und Gleichungen für die auftretenden Reaktionen.

Beobachtungen: Kommt es zu Ausfällungen, wenn einer Salzlösung Alkali zugesetzt wird? Geben Sie die Farbe des Sediments an.

Gleichungen schreiben auftretende Reaktionen (in molekularer und ionischer Form).

Schlussfolgerungen: Wie können Metallhydroxide hergestellt werden?

2.3. Übertragen Sie die Hälfte der in Versuch 2.2 gewonnenen Sedimente in andere Reagenzgläser. Behandeln Sie einen Teil des Sediments mit einer Lösung von H 2 SO 4 und den anderen mit einer Lösung von NaOH.

Beobachtungen: Kommt es zu einer Niederschlagsauflösung, wenn den Niederschlägen Alkali und Säure zugesetzt werden?

Gleichungen schreiben auftretende Reaktionen (in molekularer und ionischer Form).

Schlussfolgerungen: 1.Welche Art von Hydroxiden sind Zn(OH)2, Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)3?

2. Welche Eigenschaften haben amphotere Hydroxide?

Gewinnung von Salzen.

3.1. Gießen Sie 2 ml CuSO 4 -Lösung in ein Reagenzglas und tauchen Sie einen gereinigten Nagel in diese Lösung. (Die Reaktion ist langsam, Veränderungen auf der Nageloberfläche treten nach 5-10 Minuten auf.)

Beobachtungen: Gibt es Veränderungen an der Nageloberfläche? Was wird hinterlegt?

Schreiben Sie die Gleichung für die Redoxreaktion.

Schlussfolgerungen: Geben Sie unter Berücksichtigung des Spannungsbereichs des Metalls die Methode zur Gewinnung von Salzen an.

3.2. Geben Sie ein Zinkgranulat in ein Reagenzglas und geben Sie HCl-Lösung hinzu.

Beobachtungen: Gibt es eine Gasentwicklung?

Schreiben Sie die Gleichung

Schlussfolgerungen: Erklären Sie diese Methode zur Gewinnung von Salzen?

3.3. Gießen Sie etwas gelöschtes Kalkpulver Ca(OH) 2 in ein Reagenzglas und fügen Sie HCl-Lösung hinzu.

Beobachtungen: Gibt es eine Gasentwicklung?

Schreiben Sie die Gleichung die stattfindende Reaktion (in molekularer und ionischer Form).

Abschluss: 1. Welche Art von Reaktion ist die Wechselwirkung zwischen einem Hydroxid und einer Säure?

2.Welche Stoffe sind die Produkte dieser Reaktion?

3.5. Gießen Sie 1 ml Salzlösungen in zwei Reagenzgläser: in das erste - Kupfersulfat, in das zweite - Kobaltchlorid. In beide Reagenzgläser geben Tropfen für Tropfen Natronlauge bis zur Niederschlagsbildung zugeben. Geben Sie dann überschüssiges Alkali in beide Reagenzgläser.

Beobachtungen: Geben Sie die Farbveränderungen des Niederschlags in den Reaktionen an.

Schreiben Sie die Gleichung die stattfindende Reaktion (in molekularer und ionischer Form).

Abschluss: 1. Durch welche Reaktionen entstehen basische Salze?

2. Wie kann man basische Salze in mittlere Salze umwandeln?

Testaufgaben:

1. Notieren Sie aus den aufgeführten Stoffen die Formeln der Salze, Basen, Säuren: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4.

2. Geben Sie die Formeln der Oxide an, die den aufgeführten Stoffen H 2 SO 4, H 3 AsO 3, Bi(OH) 3, H 2 MnO 4, Sn(OH) 2, KOH, H 3 PO 4, H 2 SiO entsprechen 3, Ge( OH) 4 .

3. Welche Hydroxide sind amphoter? Schreiben Sie Reaktionsgleichungen auf, die die Amphoterizität von Aluminiumhydroxid und Zinkhydroxid charakterisieren.

4. Welche der folgenden Verbindungen werden paarweise interagieren: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Schreiben Sie Gleichungen für mögliche Reaktionen auf.

Laborarbeit Nr. 2 (4 Stunden)

Thema: Qualitative Analyse von Kationen und Anionen

Ziel: beherrschen die Technik der Durchführung qualitativer und Gruppenreaktionen an Kationen und Anionen.

THEORETISCHER TEIL

Die Hauptaufgabe der qualitativen Analyse besteht darin, die chemische Zusammensetzung von Stoffen zu ermitteln, die in verschiedenen Objekten (biologische Materialien, Medikamente, Lebensmittel, Umweltobjekte) vorkommen. Diese Arbeit befasst sich mit der qualitativen Analyse anorganischer Substanzen, die Elektrolyte sind, d. h. im Wesentlichen mit der qualitativen Analyse von Ionen. Aus der Gesamtheit der vorkommenden Ionen wurden die medizinisch und biologisch wichtigsten ausgewählt: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO usw. ). Viele dieser Ionen sind in verschiedenen Medikamenten und Lebensmitteln enthalten.

Bei der qualitativen Analyse werden nicht alle möglichen Reaktionen genutzt, sondern nur solche, die mit einem deutlichen analytischen Effekt einhergehen. Die häufigsten analytischen Effekte: das Auftreten einer neuen Farbe, die Freisetzung von Gas, die Bildung eines Niederschlags.

Es gibt zwei grundsätzlich unterschiedliche Ansätze zur qualitativen Analyse: fraktioniert und systematisch . Bei der systematischen Analyse werden Gruppenreagenzien notwendigerweise verwendet, um die vorhandenen Ionen in separate Gruppen und in einigen Fällen in Untergruppen aufzuteilen. Dazu wird ein Teil der Ionen in unlösliche Verbindungen umgewandelt, ein Teil bleibt in Lösung. Nach Abtrennung des Niederschlags von der Lösung werden diese separat analysiert.

Beispielsweise enthält die Lösung A1 3+-, Fe 3+- und Ni 2+-Ionen. Wenn diese Lösung überschüssigem Alkali ausgesetzt wird, fällt ein Niederschlag aus Fe(OH) 3 und Ni(OH) 2 aus und [A1(OH) 4 ]-Ionen verbleiben in der Lösung. Der Niederschlag, der Eisen- und Nickelhydroxide enthält, löst sich bei Behandlung mit Ammoniak aufgrund des Übergangs zur 2+-Lösung teilweise auf. So wurden unter Verwendung von zwei Reagenzien – Alkali und Ammoniak – zwei Lösungen erhalten: eine enthielt [A1(OH) 4 ]-Ionen, die andere enthielt 2+-Ionen und einen Fe(OH) 3-Niederschlag. Mithilfe charakteristischer Reaktionen wird dann das Vorhandensein bestimmter Ionen in Lösungen und im Niederschlag nachgewiesen, der zunächst gelöst werden muss.

Die systematische Analyse wird hauptsächlich zum Nachweis von Ionen in komplexen Mehrkomponentengemischen eingesetzt. Es ist sehr arbeitsintensiv, sein Vorteil liegt jedoch in der einfachen Formalisierung aller Aktionen, die in ein klares Schema (Methodik) passen.

Zur Durchführung der fraktionierten Analyse werden nur charakteristische Reaktionen verwendet. Offensichtlich kann die Anwesenheit anderer Ionen die Reaktionsergebnisse erheblich verfälschen (überlappende Farben, unerwünschte Ausfällungen usw.). Um dies zu vermeiden, werden bei der fraktionierten Analyse hauptsächlich hochspezifische Reaktionen eingesetzt, die mit einer geringen Anzahl von Ionen einen analytischen Effekt erzielen. Für erfolgreiche Reaktionen ist es sehr wichtig, bestimmte Bedingungen einzuhalten, insbesondere den pH-Wert. Sehr oft ist es bei der fraktionierten Analyse notwendig, auf Maskierung zurückzugreifen, also Ionen in Verbindungen umzuwandeln, die mit dem ausgewählten Reagenz keinen analytischen Effekt erzielen können. Beispielsweise wird Dimethylglyoxim zum Nachweis von Nickelionen verwendet. Das Fe 2+ -Ion verleiht diesem Reagenz einen ähnlichen analytischen Effekt. Zum Nachweis von Ni 2+ wird das Fe 2+-Ion auf einen stabilen Fluoridkomplex 4- übertragen oder beispielsweise mit Wasserstoffperoxid zu Fe 3+ oxidiert.

Die Fraktionsanalyse wird zum Nachweis von Ionen in einfacheren Gemischen verwendet. Die Analysezeit wird erheblich verkürzt, gleichzeitig wird jedoch vom Experimentator eine tiefere Kenntnis der Muster chemischer Reaktionen verlangt, da es recht schwierig ist, in einer bestimmten Technik alle möglichen Fälle der gegenseitigen Beeinflussung von Ionen zu berücksichtigen die Art der beobachteten analytischen Effekte.

In der analytischen Praxis ist das sogenannte fraktional-systematisch Methode. Bei diesem Ansatz wird eine minimale Anzahl von Gruppenreagenzien verwendet, was es ermöglicht, die Taktik der Analyse allgemein zu skizzieren, die dann nach der fraktionierten Methode durchgeführt wird.

Nach der Technik der Durchführung analytischer Reaktionen werden folgende Reaktionen unterschieden: sedimentär; mikrokristallskopisch; begleitet von der Freisetzung gasförmiger Produkte; auf Papier durchgeführt; Extraktion; in Lösungen gefärbt; Flammenfärbung.

Bei der Durchführung von Sedimentationsreaktionen müssen Farbe und Beschaffenheit des Niederschlags (kristallin, amorph) beachtet werden; bei Bedarf werden zusätzliche Tests durchgeführt: Der Niederschlag wird auf Löslichkeit in starken und schwachen Säuren, Laugen und Ammoniak sowie auf einen Überschuss überprüft des Reagenzes. Bei der Durchführung von Reaktionen, die mit der Freisetzung von Gas einhergehen, werden dessen Farbe und Geruch notiert. In einigen Fällen werden zusätzliche Tests durchgeführt.

Wenn beispielsweise der Verdacht besteht, dass es sich bei dem freigesetzten Gas um Kohlenmonoxid (IV) handelt, wird es durch einen Überschuss an Kalkwasser geleitet.

In fraktionierten und systematischen Analysen werden häufig Reaktionen verwendet, bei denen eine neue Farbe auftritt. Am häufigsten handelt es sich dabei um Komplexierungsreaktionen oder Redoxreaktionen.

In manchen Fällen ist es zweckmäßig, solche Reaktionen auf Papier durchzuführen (Tröpfchenreaktionen). Reagenzien, die sich unter normalen Bedingungen nicht zersetzen, werden vorab auf Papier aufgetragen. So wird zum Nachweis von Schwefelwasserstoff oder Sulfid-Ionen mit Bleinitrat imprägniertes Papier verwendet [es kommt zu einer Schwärzung durch die Bildung von Blei(II)-sulfid]. Viele Oxidationsmittel werden mit Jodstärkepapier nachgewiesen, d.h. mit Lösungen aus Kaliumjodid und Stärke getränktes Papier. In den meisten Fällen werden die notwendigen Reagenzien während der Reaktion auf das Papier aufgetragen, zum Beispiel Alizarin für das A1 3+-Ion, Cupron für das Cu 2+-Ion usw. Um die Farbe zu verstärken, wird manchmal eine Extraktion in ein organisches Lösungsmittel verwendet. Für Vorversuche werden Flammenfarbreaktionen eingesetzt.

Dabei handelt es sich um Stoffe, die in Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziieren.

Säuren werden nach ihrer Stärke, ihrer Basizität und der Anwesenheit oder Abwesenheit von Sauerstoff in der Säure klassifiziert.

Durch StärkeSäuren werden in starke und schwache unterteilt. Die wichtigsten starken Säuren sind Salpetersäure HNO 3, schwefelhaltiges H2SO4 und Salzsäure HCl.

Je nach Anwesenheit von Sauerstoff zwischen sauerstoffhaltigen Säuren unterscheiden ( HNO3, H3PO4 usw.) und sauerstofffreie Säuren ( HCl, H 2 S, HCN usw.).

Durch Basizität, d.h. Entsprechend der Anzahl der Wasserstoffatome in einem Säuremolekül, die durch Metallatome zur Bildung eines Salzes ersetzt werden können, werden Säuren in einbasige Säuren (z. B. HNO 3, HCl), zweibasig (H 2 S, H 2 SO 4), dreibasig (H 3 PO 4) usw.

Die Namen sauerstofffreier Säuren leiten sich vom Namen des Nichtmetalls mit der Endung -Wasserstoff ab: HCl - Salzsäure, H2S e - Hydroselensäure, HCN - Blausäure.

Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren werden ebenfalls aus dem russischen Namen des entsprechenden Elements mit dem Zusatz „Säure“ gebildet. In diesem Fall endet der Name der Säure, in der sich das Element in der höchsten Oxidationsstufe befindet, beispielsweise auf „naya“ oder „ova“ H2SO4 - Schwefelsäure, HClO4 - Perchlorsäure, H3AsO4 - Arsensäure. Mit abnehmender Oxidationsstufe des säurebildenden Elements ändern sich die Endungen in der folgenden Reihenfolge: „eiförmig“ ( HClO3 - Perchlorsäure), „fest“ ( HClO2 - chlorige Säure), „eiförmig“ ( HO Cl - hypochlorige Säure). Wenn ein Element Säuren bildet, während es nur in zwei Oxidationsstufen vorliegt, erhält der Name der Säure, die der niedrigsten Oxidationsstufe des Elements entspricht, die Endung „iste“ ( HNO3 - Salpetersäure, HNO2 - Salpetersäure).

Tabelle – Die wichtigsten Säuren und ihre Salze

Säure		Namen der entsprechenden Normalsalze
Name	Formel
Stickstoff	HNO3	Nitrate
Stickstoffhaltig	HNO2	Nitrite
Borisch (orthoborisch)	H3BO3	Borate (Orthoborate)
Bromwasserstoff		Bromide
Hydroiodid		Jodide
Silizium	H2SiO3	Silikate
Mangan	HMnO4	Permanganate
Metaphosphorsäure	HPO 3	Metaphosphate
Arsen	H3AsO4	Arsenate
Arsen	H3AsO3	Arsenite
Orthophosphorsäure	H3PO4	Orthophosphate (Phosphate)
Diphosphorsäure (Pyrophosphorsäure)	H4P2O7	Diphosphate (Pyrophosphate)
Dichrom	H2Cr2O7	Dichromaten
Schwefelhaltig	H2SO4	Sulfate
Schwefelhaltig	H2SO3	Sulfite
Kohle	H2CO3	Karbonate
Phosphor	H3PO3	Phosphite
Fluorwasserstoff (Fluorsäure)		Fluoride
Salzsäure (Salz)		Chloride
Chlor	HClO4	Perchlorate
Chlorhaltig	HClO3	Chlorate
Hypochlorig	HClO	Hypochlorite
Chrom	H2CrO4	Chromate
Blausäure (Cyansäure)		Zyanid

Gewinnung von Säuren

1. Sauerstofffreie Säuren können durch direkte Kombination von Nichtmetallen mit Wasserstoff erhalten werden:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Sauerstoffhaltige Säuren können oft durch direkte Verbindung von Säureoxiden mit Wasser gewonnen werden:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.

3. Durch Austauschreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. In einigen Fällen können Redoxreaktionen zur Herstellung von Säuren genutzt werden:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Die charakteristischste chemische Eigenschaft von Säuren ist ihre Fähigkeit, mit Basen (sowie basischen und amphoteren Oxiden) zu Salzen zu reagieren, zum Beispiel:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.

2. Die Fähigkeit zur Wechselwirkung mit einigen Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff unter Freisetzung von Wasserstoff:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Bei Salzen, wenn ein schwerlösliches Salz oder eine flüchtige Substanz entsteht:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H 2 O.

Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und die Dissoziationsleichtigkeit bei jedem Schritt abnimmt; daher werden bei mehrbasigen Säuren anstelle mittlerer Salze oft saure Salze gebildet (im Falle eines Überschusses der reagierenden Säure):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Ein Sonderfall der Säure-Base-Wechselwirkung ist die Reaktion von Säuren mit Indikatoren, die zu einer Farbänderung führt und seit langem zum qualitativen Nachweis von Säuren in Lösungen genutzt wird. Lackmus verfärbt sich also in einer sauren Umgebung rot.

5. Beim Erhitzen zerfallen sauerstoffhaltige Säuren in Oxid und Wasser (vorzugsweise in Gegenwart eines wasserentfernenden Mittels). P2O5):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Säuren sind chemische Verbindungen, die in der Lage sind, ein elektrisch geladenes Wasserstoffion (Kation) abzugeben und außerdem zwei wechselwirkende Elektronen aufzunehmen, was zur Bildung einer kovalenten Bindung führt.

In diesem Artikel werfen wir einen Blick auf die wichtigsten Säuren, die in der Mittelstufe weiterführender Schulen untersucht werden, und erfahren außerdem viele interessante Fakten über eine Vielzahl von Säuren. Lass uns anfangen.

Säuren: Typen

In der Chemie gibt es viele verschiedene Säuren, die sehr unterschiedliche Eigenschaften haben. Chemiker unterscheiden Säuren nach ihrem Sauerstoffgehalt, ihrer Flüchtigkeit, ihrer Wasserlöslichkeit, ihrer Stärke, Stabilität und ob sie zur organischen oder anorganischen Klasse chemischer Verbindungen gehören. In diesem Artikel schauen wir uns eine Tabelle an, die die bekanntesten Säuren vorstellt. Die Tabelle hilft Ihnen, sich den Namen der Säure und ihre chemische Formel zu merken.

So ist alles gut sichtbar. Diese Tabelle stellt die bekanntesten Säuren der chemischen Industrie vor. Mithilfe der Tabelle können Sie sich Namen und Formeln viel schneller merken.

Schwefelwasserstoffsäure

H 2 S ist Schwefelwasserstoffsäure. Seine Besonderheit liegt darin, dass es auch ein Gas ist. Schwefelwasserstoff ist in Wasser sehr schlecht löslich und interagiert auch mit vielen Metallen. Schwefelwasserstoffsäure gehört zur Gruppe der „schwachen Säuren“, von denen wir in diesem Artikel Beispiele betrachten werden.

H 2 S hat einen leicht süßlichen Geschmack und auch einen sehr starken Geruch nach faulen Eiern. In der Natur kommt es in natürlichen oder vulkanischen Gasen vor und wird auch beim Proteinzerfall freigesetzt.

Die Eigenschaften von Säuren sind sehr vielfältig; auch wenn eine Säure in der Industrie unverzichtbar ist, kann sie für den Menschen sehr schädlich sein. Diese Säure ist für den Menschen sehr giftig. Wenn eine kleine Menge Schwefelwasserstoff eingeatmet wird, verspürt eine Person Kopfschmerzen, starke Übelkeit und Schwindel. Wenn eine Person eine große Menge H 2 S einatmet, kann dies zu Krämpfen, Koma oder sogar zum sofortigen Tod führen.

Schwefelsäure

H 2 SO 4 ist eine starke Schwefelsäure, mit der Kinder im Chemieunterricht der 8. Klasse vertraut gemacht werden. Chemische Säuren wie Schwefelsäure sind sehr starke Oxidationsmittel. H 2 SO 4 wirkt als Oxidationsmittel auf viele Metalle sowie auf basische Oxide.

H 2 SO 4 verursacht bei Kontakt mit Haut oder Kleidung Verätzungen, ist jedoch nicht so giftig wie Schwefelwasserstoff.

Salpetersäure

Starke Säuren sind in unserer Welt sehr wichtig. Beispiele für solche Säuren: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 ist eine bekannte Salpetersäure. Es hat sowohl in der Industrie als auch in der Landwirtschaft breite Anwendung gefunden. Es wird zur Herstellung verschiedener Düngemittel, in Schmuck, im Fotodruck, bei der Herstellung von Medikamenten und Farbstoffen sowie in der Militärindustrie verwendet.

Chemische Säuren wie Salpetersäure sind sehr schädlich für den Körper. HNO 3 -Dämpfe hinterlassen Geschwüre, verursachen akute Entzündungen und Reizungen der Atemwege.

Salpetersäure

Salpetersäure wird oft mit Salpetersäure verwechselt, es gibt jedoch einen Unterschied zwischen ihnen. Tatsache ist, dass es viel schwächer als Stickstoff ist und völlig andere Eigenschaften und Wirkungen auf den menschlichen Körper hat.

HNO 2 hat in der chemischen Industrie breite Anwendung gefunden.

Fluorwasserstoffsäure

Flusssäure (oder Fluorwasserstoff) ist eine Lösung von H 2 O mit HF. Die Säureformel ist HF. Flusssäure wird in der Aluminiumindustrie sehr aktiv eingesetzt. Es dient zum Auflösen von Silikaten, Ätzen von Silizium und Silikatglas.

Fluorwasserstoff ist für den menschlichen Körper sehr schädlich und kann je nach Konzentration ein mildes Betäubungsmittel sein. Bei Hautkontakt treten zunächst keine Veränderungen auf, nach einigen Minuten kann es jedoch zu stechenden Schmerzen und Verätzungen kommen. Flusssäure ist sehr umweltschädlich.

Salzsäure

HCl ist Chlorwasserstoff und eine starke Säure. Chlorwasserstoff behält die Eigenschaften von Säuren, die zur Gruppe der starken Säuren gehören. Die Säure ist transparent und farblos, raucht jedoch an der Luft. Chlorwasserstoff wird häufig in der Metallurgie- und Lebensmittelindustrie verwendet.

Diese Säure verursacht Verätzungen, besonders gefährlich ist es jedoch, in die Augen zu gelangen.

Phosphorsäure

Phosphorsäure (H 3 PO 4) ist in ihren Eigenschaften eine schwache Säure. Aber auch schwache Säuren können die Eigenschaften starker haben. Beispielsweise wird H 3 PO 4 in der Industrie verwendet, um Eisen von Rost zu befreien. Darüber hinaus wird Phosphorsäure (oder Orthophosphorsäure) häufig in der Landwirtschaft verwendet – daraus werden viele verschiedene Düngemittel hergestellt.

Die Eigenschaften von Säuren sind sehr ähnlich – fast jede von ihnen ist sehr schädlich für den menschlichen Körper, H 3 PO 4 bildet da keine Ausnahme. Diese Säure verursacht beispielsweise auch schwere Verätzungen, Nasenbluten und Zahnabsplitterungen.

Kohlensäure

H 2 CO 3 ist eine schwache Säure. Es wird durch Auflösen von CO 2 (Kohlendioxid) in H 2 O (Wasser) gewonnen. Kohlensäure wird in der Biologie und Biochemie verwendet.

Dichte verschiedener Säuren

Die Dichte von Säuren nimmt im theoretischen und praktischen Teil der Chemie einen wichtigen Platz ein. Wenn Sie die Dichte kennen, können Sie die Konzentration einer bestimmten Säure bestimmen, chemische Berechnungsprobleme lösen und die richtige Menge Säure hinzufügen, um die Reaktion abzuschließen. Die Dichte jeder Säure ändert sich je nach Konzentration. Je höher beispielsweise der Konzentrationsprozentsatz, desto höher ist die Dichte.

Allgemeine Eigenschaften von Säuren

Absolut alle Säuren sind (das heißt, sie bestehen aus mehreren Elementen des Periodensystems) und enthalten zwangsläufig H (Wasserstoff) in ihrer Zusammensetzung. Als nächstes schauen wir uns an, welche häufig vorkommen:

1. Alle sauerstoffhaltigen Säuren (in deren Formel O enthalten ist) bilden bei der Zersetzung Wasser, und auch sauerstofffreie Säuren zerfallen in einfache Substanzen (z. B. zerfällt 2HF in F 2 und H 2).
2. Oxidierende Säuren reagieren mit allen Metallen in der Metallaktivitätsreihe (nur denen, die sich links von H befinden).
3. Sie interagieren mit verschiedenen Salzen, jedoch nur mit solchen, die von einer noch schwächeren Säure gebildet wurden.

Säuren unterscheiden sich in ihren physikalischen Eigenschaften stark voneinander. Denn sie können riechen oder auch nicht und zudem in unterschiedlichen Aggregatzuständen vorliegen: flüssig, gasförmig und sogar fest. Feste Säuren sind sehr interessant zu untersuchen. Beispiele für solche Säuren: C 2 H 2 0 4 und H 3 BO 3.

Konzentration

Die Konzentration ist ein Wert, der die quantitative Zusammensetzung einer Lösung bestimmt. Beispielsweise müssen Chemiker häufig bestimmen, wie viel reine Schwefelsäure in verdünnter Säure H 2 SO 4 enthalten ist. Dazu gießen sie eine kleine Menge verdünnte Säure in einen Messbecher, wiegen ihn und ermitteln die Konzentration anhand einer Dichtetabelle. Die Konzentration von Säuren hängt eng mit der Dichte zusammen; bei der Bestimmung der Konzentration treten häufig Rechenprobleme auf, bei denen es darum geht, den Anteil reiner Säure in einer Lösung zu bestimmen.

Einteilung aller Säuren nach der Anzahl der H-Atome in ihrer chemischen Formel

Eine der beliebtesten Klassifizierungen ist die Einteilung aller Säuren in einbasische, zweibasische und dementsprechend dreibasische Säuren. Beispiele für einbasige Säuren: HNO 3 (Salpetersäure), HCl (Salzsäure), HF (Flusssäure) und andere. Diese Säuren werden einbasig genannt, da sie nur ein H-Atom enthalten. Es gibt viele solcher Säuren, es ist unmöglich, sich an jede einzelne zu erinnern. Sie müssen sich nur daran erinnern, dass Säuren nach der Anzahl der H-Atome in ihrer Zusammensetzung klassifiziert werden. Zweibasische Säuren werden ähnlich definiert. Beispiele: H 2 SO 4 (Schwefelsäure), H 2 S (Schwefelwasserstoff), H 2 CO 3 (Kohle) und andere. Dreibasisch: H 3 PO 4 (Phosphorsäure).

Grundlegende Klassifizierung von Säuren

Eine der beliebtesten Klassifizierungen von Säuren ist ihre Einteilung in sauerstoffhaltige und sauerstofffreie. Wie kann man sich, ohne die chemische Formel einer Substanz zu kennen, daran erinnern, dass es sich um eine sauerstoffhaltige Säure handelt?

Allen sauerstofffreien Säuren fehlt das wichtige Element O – Sauerstoff, sie enthalten jedoch H. Deshalb ist ihrem Namen immer das Wort „Wasserstoff“ beigefügt. HCl ist ein H 2 S-Schwefelwasserstoff.

Sie können aber auch eine Formel schreiben, die auf den Namen säurehaltiger Säuren basiert. Wenn beispielsweise die Anzahl der O-Atome in einem Stoff 4 oder 3 beträgt, wird dem Namen immer das Suffix -n- sowie die Endung -aya- angehängt:

• H 2 SO 4 – Schwefel (Anzahl der Atome – 4);
• H 2 SiO 3 - Silizium (Anzahl der Atome - 3).

Wenn der Stoff weniger als drei oder drei Sauerstoffatome hat, wird im Namen das Suffix -ist- verwendet:

• HNO 2 - stickstoffhaltig;
• H 2 SO 3 - schwefelhaltig.

Allgemeine Eigenschaften

Alle Säuren schmecken säuerlich und oft leicht metallisch. Aber es gibt noch andere ähnliche Eigenschaften, die wir jetzt betrachten werden.

Es gibt Substanzen, die Indikatoren genannt werden. Die Indikatoren ändern ihre Farbe, oder die Farbe bleibt bestehen, aber der Farbton ändert sich. Dies geschieht, wenn die Indikatoren durch andere Substanzen, beispielsweise Säuren, beeinflusst werden.

Ein Beispiel für eine Farbveränderung ist ein so bekanntes Produkt wie Tee und Zitronensäure. Wenn dem Tee Zitrone hinzugefügt wird, beginnt der Tee allmählich merklich aufzuhellen. Dies liegt daran, dass Zitrone Zitronensäure enthält.

Es gibt andere Beispiele. Lackmus, der in neutraler Umgebung eine lila Farbe hat, wird bei Zugabe von Salzsäure rot.

Wenn die Spannungen in der Spannungsreihe vor Wasserstoff liegen, werden Gasblasen freigesetzt – H. Wenn jedoch ein Metall, das in der Spannungsreihe nach H steht, in ein Reagenzglas mit Säure gegeben wird, findet keine Reaktion statt, es findet keine statt Gasentwicklung. Daher reagieren Kupfer, Silber, Quecksilber, Platin und Gold nicht mit Säuren.

In diesem Artikel haben wir die bekanntesten chemischen Säuren sowie ihre wichtigsten Eigenschaften und Unterschiede untersucht.

7. Säuren. Salz. Beziehung zwischen Klassen anorganischer Substanzen

7.1. Säuren

Säuren sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation ausschließlich Wasserstoffkationen H + als positiv geladene Ionen entstehen (genauer gesagt Hydroniumionen H 3 O +).

Eine andere Definition: Säuren sind komplexe Stoffe, die aus einem Wasserstoffatom und Säureresten bestehen (Tabelle 7.1).

Tabelle 7.1

Formeln und Namen einiger Säuren, Säurereste und Salze

Säureformel	Säurename	Säurerest (Anion)	Name der Salze (Durchschnitt)
HF	Fluorwasserstoff (Fluorsäure)	F −	Fluoride
HCl	Salzsäure (Salzsäure)	Cl −	Chloride
HBr	Bromwasserstoff	Br−	Bromide
HALLO	Hydroiodid	Ich −	Jodide
H2S	Schwefelwasserstoff	S 2−	Sulfide
H2SO3	Schwefelhaltig	SO 3 2 −	Sulfite
H2SO4	Schwefelhaltig	SO 4 2 −	Sulfate
HNO2	Stickstoffhaltig	NO2−	Nitrite
HNO3	Stickstoff	NEIN 3 −	Nitrate
H2SiO3	Silizium	SiO 3 2 −	Silikate
HPO 3	Metaphosphorsäure	PO 3 −	Metaphosphate
H3PO4	Orthophosphorsäure	PO 4 3 −	Orthophosphate (Phosphate)
H4P2O7	Pyrophosphorsäure (Biphosphorsäure)	P 2 O 7 4 −	Pyrophosphate (Diphosphate)
HMnO4	Mangan	MnO 4 −	Permanganate
H2CrO4	Chrom	CrO 4 2 −	Chromate
H2Cr2O7	Dichrom	Cr 2 O 7 2 −	Dichromate (Bichromate)
H2SeO4	Selen	SeO 4 2 −	Selenate
H3BO3	Bornaya	BO 3 3 −	Orthoborate
HClO	Hypochlorig	ClO –	Hypochlorite
HClO2	Chlorid	ClO2−	Chlorite
HClO3	Chlorhaltig	ClO3−	Chlorate
HClO4	Chlor	ClO 4 −	Perchlorate
H2CO3	Kohle	CO 3 3 −	Karbonate
CH3COOH	Essig	CH 3 COO −	Acetate
HCOOH	Ameise	HCOO −	Formiate

Unter normalen Bedingungen können Säuren Feststoffe (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) und Flüssigkeiten (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH) sein. Diese Säuren können sowohl einzeln (100 %ige Form) als auch in Form verdünnter und konzentrierter Lösungen vorliegen. Beispielsweise sind H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sowohl einzeln als auch in Lösungen bekannt.

Einige Säuren sind nur in Lösungen bekannt. Dies sind alles Halogenwasserstoffe (HCl, HBr, HI), Schwefelwasserstoff H 2 S, Blausäure (Blausäure HCN), Kohlensäure H 2 CO 3, schwefelhaltige H 2 SO 3-Säure, die Lösungen von Gasen in Wasser sind. Salzsäure ist beispielsweise eine Mischung aus HCl und H 2 O, Kohlensäure ist eine Mischung aus CO 2 und H 2 O. Es ist klar, dass die Verwendung des Ausdrucks „Salzsäurelösung“ falsch ist.

Die meisten Säuren sind wasserlöslich, Kieselsäure H 2 SiO 3 ist unlöslich. Die überwiegende Mehrheit der Säuren hat eine molekulare Struktur. Beispiele für Strukturformeln von Säuren:

In den meisten sauerstoffhaltigen Säuremolekülen sind alle Wasserstoffatome an Sauerstoff gebunden. Aber es gibt Ausnahmen:

Säuren werden nach einer Reihe von Merkmalen klassifiziert (Tabelle 7.2).

Tabelle 7.2

Klassifizierung von Säuren

Klassifizierungszeichen	Säuretyp	Beispiele
Anzahl der Wasserstoffionen, die bei vollständiger Dissoziation eines Säuremoleküls entstehen	Monobase	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dibasisch	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribasisch	H3PO4, H3AsO4
Das Vorhandensein oder Fehlen eines Sauerstoffatoms in einem Molekül	Sauerstoffhaltig (Säurehydroxide, Oxosäuren)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Sauerstofffrei	HF, H2S, HCN
Grad der Dissoziation (Stärke)	Stark (vollständig dissoziierte, starke Elektrolyte)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (verdünnt), HNO 3, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H 2 Cr 2 O 7
	Schwach (teilweise dissoziierte, schwache Elektrolyte)	HF, HNO 2, H 2 SO 3, HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, H 3 PO 4, H 3 PO 3, HClO, HClO 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H 2 SO 4 (konz.)
Oxidative Eigenschaften	Oxidationsmittel durch H+-Ionen (bedingt nicht oxidierende Säuren)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (verdünnt), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Oxidationsmittel durch Anionen (oxidierende Säuren)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konz.), H 2 Cr 2 O 7
	Anionenreduzierende Mittel	HCl, HBr, HI, H 2 S (aber nicht HF)
Thermische Stabilität	Existiert nur in Lösungen	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Zersetzt sich leicht beim Erhitzen	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Thermisch stabil	H 2 SO 4 (konz.), H 3 PO 4

Alle allgemeinen chemischen Eigenschaften von Säuren beruhen auf dem Vorhandensein überschüssiger Wasserstoffkationen H + (H 3 O +) in ihren wässrigen Lösungen.

1. Aufgrund des Überschusses an H + -Ionen ändern wässrige Lösungen von Säuren die Farbe von Lackmusviolett und Methylorange zu Rot (Phenolphthalein ändert seine Farbe nicht und bleibt farblos). In einer wässrigen Lösung schwacher Kohlensäure ist Lackmus nicht rot, sondern rosa; eine Lösung über einem Niederschlag sehr schwacher Kieselsäure verändert die Farbe der Indikatoren überhaupt nicht.

2. Säuren interagieren mit basischen Oxiden, Basen und amphoteren Hydroxiden, Ammoniakhydrat (siehe Kapitel 6).

Beispiel 7.1. Um die Transformation BaO → BaSO 4 durchzuführen, können Sie verwenden: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na 2 SO 4; d) SO 3.

Lösung. Die Umwandlung kann mit H 2 SO 4 durchgeführt werden:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 reagiert nicht mit BaO und bei der Reaktion von BaO mit SO 2 entsteht Bariumsulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Antwort: 3).

3. Säuren reagieren mit Ammoniak und seinen wässrigen Lösungen unter Bildung von Ammoniumsalzen:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl – Ammoniumchlorid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 – Ammoniumsulfat.

4. Nichtoxidierende Säuren reagieren mit Metallen, die in der Aktivitätsreihe bis zu Wasserstoff stehen, unter Bildung eines Salzes und setzen Wasserstoff frei:

H 2 SO 4 (verdünnt) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Die Wechselwirkung oxidierender Säuren (HNO 3, H 2 SO 4 (konz)) mit Metallen ist sehr spezifisch und wird bei der Untersuchung der Chemie von Elementen und ihren Verbindungen berücksichtigt.

5. Säuren interagieren mit Salzen. Die Reaktion weist eine Reihe von Merkmalen auf:

a) In den meisten Fällen entsteht bei der Reaktion einer stärkeren Säure mit einem Salz einer schwächeren Säure ein Salz einer schwachen Säure und einer schwachen Säure, oder, wie man sagt, eine stärkere Säure verdrängt eine schwächere. Die Reihe abnehmender Säurestärken sieht folgendermaßen aus:

Beispiele für auftretende Reaktionen:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Interagieren nicht miteinander, zum Beispiel KCl und H 2 SO 4 (verdünnt), NaNO 3 und H 2 SO 4 (verdünnt), K 2 SO 4 und HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 und H 2 CO 3, CH 3 COOK und H 2 CO 3;

b) In manchen Fällen verdrängt eine schwächere Säure eine stärkere aus einem Salz:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (verdünnt) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Solche Reaktionen sind möglich, wenn sich die Niederschläge der resultierenden Salze nicht in den resultierenden verdünnten starken Säuren (H 2 SO 4 und HNO 3) lösen;

c) Bei der Bildung von Niederschlägen, die in starken Säuren unlöslich sind, kann es zu einer Reaktion zwischen einer starken Säure und einem Salz einer anderen starken Säure kommen:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Beispiel 7.2. Geben Sie die Zeile an, die die Formeln der Stoffe enthält, die mit H 2 SO 4 (verdünnt) reagieren.

1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF; 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn(OH) 2.

Lösung. Alle Stoffe der Reihe 4 interagieren mit H 2 SO 4 (verdünnt):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

In Zeile 1) ist die Reaktion mit KCl (p-p) nicht möglich, in Zeile 2) - mit Ag, in Zeile 3) - mit NaNO 3 (p-p).

Antwort: 4).

6. Konzentrierte Schwefelsäure verhält sich bei Reaktionen mit Salzen sehr spezifisch. Dies ist eine nichtflüchtige und thermisch stabile Säure, daher verdrängt sie alle starken Säuren aus festen (!) Salzen, da diese flüchtiger sind als H2SO4 (konz.):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (konz.) KHSO 4 + HCl

2KCl (s) + H 2 SO 4 (konz.) K 2 SO 4 + 2HCl

Salze starker Säuren (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagieren nur mit konzentrierter Schwefelsäure und nur im festen Zustand

Beispiel 7.3. Konzentrierte Schwefelsäure reagiert im Gegensatz zu verdünnter:

3) KNO 3 (Fernseher);

Lösung. Beide Säuren reagieren mit KF, Na 2 CO 3 und Na 3 PO 4, und nur H 2 SO 4 (konz.) reagiert mit KNO 3 (fest).

Antwort: 3).

Die Methoden zur Herstellung von Säuren sind sehr vielfältig.

Anoxische Säuren erhalten:

• durch Auflösen der entsprechenden Gase in Wasser:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (Lösung)

• aus Salzen durch Verdrängung mit stärkeren oder weniger flüchtigen Säuren:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (konz.) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Sauerstoffhaltige Säuren erhalten:

• durch Auflösen der entsprechenden sauren Oxide in Wasser, wobei der Oxidationsgrad des säurebildenden Elements im Oxid und in der Säure gleich bleibt (mit Ausnahme von NO 2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• Oxidation von Nichtmetallen mit oxidierenden Säuren:

S + 6HNO 3 (konz.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• durch Verdrängung einer starken Säure aus einem Salz einer anderen starken Säure (wenn ein in den entstehenden Säuren unlöslicher Niederschlag ausfällt):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (verdünnt) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• indem eine flüchtige Säure aus ihren Salzen durch eine weniger flüchtige Säure ersetzt wird.

Zu diesem Zweck wird am häufigsten nichtflüchtige, thermisch stabile konzentrierte Schwefelsäure verwendet:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (konz.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konz.) KHSO 4 + HClO 4

• Verdrängung einer schwächeren Säure aus ihren Salzen durch eine stärkere Säure:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓