Säure	Säurerest
Formel	Name	Formel	Name
HBr	Bromwasserstoff	Br-	Bromid
HBrO 3	Brom	BrO 3 -	Bromat
HCN	Blausäure (Blausäure)	CN-	Zyanid
HCl	Salzsäure (Salzsäure)	Cl-	Chlorid
HClO	hypochlorig	ClO-	Hypochlorit
HClO2	Chlorid	ClO 2 -	Chlorit
HClO3	Chlor	ClO 3 -	Chlorat
HClO 4	Chlorid	ClO 4 -	Perchlorat
H2CO3	Kohle	HCO 3 -	Bikarbonat
CO 3 2–	Karbonat
H 2 C 2 O 4	oxalisch	C 2 O 4 2–	Oxalat
CH3COOH	Essig	CH 3 COO -	Acetat
H2CrO4	Chrom	CrO 4 2–	Chromat
H2Cr2O7	dichrome	Cr2O72–	Dichromat
HF	Flusssäure (Flusssäure)	F-	Fluorid
HALLO	Jodwasserstoff	ICH-	Jodid
HI 3	Jod	IO3 -	Jodat
H2MnO4	Mangan	MnO 4 2–	Manganat
HMnO 4	Mangan	MnO 4 -	Permanganat
HNO 2	stickstoffhaltig	NEIN 2 -	Nitrit
HNO3	Salpetersäure	NR. 3 -	Nitrat
H3PO3	Phosphor	PO 3 3–	Phosphit
H3PO4	Phosphor	PO 4 3–	Phosphat
HSCN	Thiocyanat (Thiocyanat)	SCN-	Thiocyanat (Thiocyanat)
H 2 S	Schwefelwasserstoff	S 2–	Sulfid
H2SO3	schwefelhaltig	SO 3 2–	Sulfit
H2SO4	Schwefel	SO 4 2–	Sulfat

App beenden.

Präfixe, die am häufigsten in Namen verwendet werden

Interpolation von Referenzwerten

Manchmal ist es notwendig, den Wert der Dichte oder Konzentration herauszufinden, der nicht in den Referenztabellen angegeben ist. Der gewünschte Parameter kann durch Interpolation gefunden werden.

Beispiel

Zur Herstellung der HCl-Lösung wurde die im Labor erhältliche Säure genommen, deren Dichte mit einem Aräometer bestimmt wurde. Es stellte sich heraus, dass sie gleich 1,082 g/cm 3 war.

Gemäß der Referenztabelle finden wir, dass Säure mit einer Dichte von 1,080 einen Massenanteil von 16,74 % und mit 1,085 - 17,45 % hat. Um den Massenanteil der Säure in der vorhandenen Lösung zu finden, verwenden wir die Formel zur Interpolation:

wo index 1 bezieht sich auf eine verdünntere Lösung, und 2 - konzentrierter.

Vorwort……………………………..………….……….…......3

1. Grundbegriffe titrimetrischer Analyseverfahren……...7

2. Methoden und Methoden der Titration……………………….....……...9

3. Berechnung der Molmasse von Äquivalenten.…………………16

4. Methoden zum Ausdrücken der quantitativen Zusammensetzung von Lösungen

in der Titrimetrie……………………………………………………..21

4.1. Lösung typischer Probleme zu Ausdrucksformen

quantitative Zusammensetzung der Lösungen……………….……25

4.1.1. Berechnung der Konzentration der Lösung nach bekannter Masse und Volumen der Lösung ……………………………………………..26

4.1.1.1. Aufgaben zur selbstständigen Lösung...29

4.1.2. Umrechnung einer Konzentration in eine andere ………...30

4.1.2.1. Aufgaben zur selbständigen Lösung...34

5. Verfahren zur Herstellung von Lösungen…………………………...36

5.1. Lösen typischer Probleme zur Erstellung von Lösungen

auf verschiedene Weise…………………………………..39

5.2. Aufgaben zur selbstständigen Lösung………………….48

6. Berechnung der Ergebnisse der titrimetrischen Analyse………..........51

6.1. Berechnung der Ergebnisse von Direkt- und Substitution

Titration…………………………………………………...51

6.2. Berechnung der Rücktitrationsergebnisse……………...56

7. Neutralisationsverfahren (Säure-Base-Titration)……59

7.1. Beispiele zur Lösung typischer Probleme………………………..68

7.1.1. Direkt- und Substitutionstitration……………68

7.1.1.1. Aufgaben zur selbstständigen Lösung…73

7.1.2. Rücktitration……………………………..76

7.1.2.1. Aufgaben zur selbstständigen Lösung…77

8. Redox-Methode (Redoximetrie)………...80

8.1. Aufgaben zur selbstständigen Lösung ………………….89

8.1.1. Redoxreaktionen……..89

8.1.2. Berechnung von Titrationsergebnissen…………………...90

8.1.2.1. Substitutionstitration……………...90

8.1.2.2. Direkt- und Rücktitration…………..92

9. Methode der Komplexbildung; Komplexometrie….......94

9.1. Beispiele zur Lösung typischer Probleme……………………...102

9.2. Aufgaben zur selbstständigen Lösung………………...104

10. Abscheidungsverfahren ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

10.1. Beispiele zur Lösung typischer Probleme …………………….110

10.2. Aufgaben zur selbstständigen Lösung ……………….114

11. Individuelle Aufgaben für die Titrimetrie

Analysemethoden ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

11.1. Planen Sie die Durchführung einer Einzelaufgabe………...117

11.2. Varianten einzelner Aufgaben ………………….123

Antworten zu den Aufgaben ………..………………………………………124

Symbole ……………………………………….…127

Anhang………………………………………………………...128

BILDUNGSAUSGABE

ANALYTISCHE CHEMIE

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 praktisch 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:

- Über 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 höchst ungewöhnlich erscheinen, gelegentlich 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 eingeschlossen, 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. Jene. 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 mittleres (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 Über Salze. Beispielsweise bei unvollständigem Ersatz von Hydroxidionen in der Ca(OH) 2 -Base durch Nitrationen, einer Base Über 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

Unter Trivialnamen versteht man Namen von Stoffen, 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

Säuren sind solche chemischen Verbindungen, die sowohl ein elektrisch geladenes Wasserstoffion (Kation) abgeben als auch zwei wechselwirkende Elektronen aufnehmen können, wodurch eine kovalente Bindung entsteht.

In diesem Artikel gehen wir auf die wichtigsten Säuren ein, die in der Mittelklasse der Gesamtschulen unterrichtet werden, und erfahren außerdem viel Wissenswertes über die unterschiedlichsten Säuren. Lass uns anfangen.

Säuren: Typen

In der Chemie gibt es viele verschiedene Säuren, die unterschiedliche Eigenschaften haben. Chemiker unterscheiden Säuren nach Sauerstoffgehalt, Flüchtigkeit, Wasserlöslichkeit, Stärke, Stabilität, Zugehörigkeit zu einer organischen oder anorganischen Klasse chemischer Verbindungen. In diesem Artikel sehen wir uns eine Tabelle an, die die bekanntesten Säuren enthält. Die Tabelle hilft Ihnen, sich an den Namen der Säure und ihre chemische Formel zu erinnern.

So ist alles gut sichtbar. Diese Tabelle stellt die bekanntesten Säuren der chemischen Industrie vor. Die Tabelle hilft Ihnen, sich die Namen und Formeln viel schneller zu merken.

Schwefelwasserstoff

H 2 S ist Schwefelwasserstoffsäure. Seine Besonderheit liegt darin, dass es auch ein Gas ist. Schwefelwasserstoff ist sehr schlecht wasserlöslich und wechselwirkt auch mit vielen Metallen. Schwefelwasserstoff gehört zur Gruppe der "schwachen Säuren", Beispiele dafür werden wir in diesem Artikel betrachten.

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

Die Eigenschaften von Säuren sind sehr vielfältig, auch wenn die Säure in der Industrie unverzichtbar ist, kann sie für die menschliche Gesundheit sehr ungesund sein. Diese Säure ist für den Menschen hochgiftig. Wenn eine kleine Menge Schwefelwasserstoff eingeatmet wird, wacht eine Person mit Kopfschmerzen auf, starke Übelkeit und Schwindel beginnen. 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, die Kinder bereits ab der 8. Klasse im Chemieunterricht kennen lernen. Chemische Säuren wie Schwefelsäure sind sehr starke Oxidationsmittel. H 2 SO 4 wirkt als Oxidationsmittel auf viele Metalle sowie basische Oxide.

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

Salpetersäure

Starke Säuren sind sehr wichtig in unserer Welt. Beispiele für solche Säuren: HCl, H 2 SO 4 , HBr, HNO 3 . HNO 3 ist die 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, in der Herstellung von Medikamenten und Farbstoffen sowie in der Militärindustrie verwendet.

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

Salpetersäure

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

HNO 2 hat in der chemischen Industrie breite Anwendung gefunden.

Fluorwasserstoffsäure

Flusssäure (oder Fluorwasserstoff) ist eine Lösung von H 2 O mit HF. Die Formel der Säure ist HF. Flusssäure wird in der Aluminiumindustrie sehr aktiv eingesetzt. Es löst Silikate, ätzt Silizium, Silikatglas.

Fluorwasserstoff ist für den menschlichen Körper sehr schädlich, je nach Konzentration kann es eine leichte Droge sein. Wenn es mit der Haut in Kontakt kommt, gibt es zunächst keine Veränderungen, aber nach einigen Minuten können ein stechender Schmerz und eine chemische Verbrennung auftreten. Flusssäure ist sehr umweltschädlich.

Salzsäure

HCl ist Chlorwasserstoff und eine starke Säure. Chlorwasserstoff behält die Eigenschaften von Säuren aus der Gruppe der starken Säuren. Im Aussehen ist die Säure transparent und farblos, raucht aber in der Luft. Chlorwasserstoff wird in der Hütten- und Lebensmittelindustrie weit verbreitet verwendet.

Diese Säure verursacht Verätzungen, ist aber besonders gefährlich, wenn sie in die Augen gelangt.

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 zur Rückgewinnung von Eisen aus Rost verwendet. Darüber hinaus ist Phosphorsäure (oder Phosphorsäure) in der Landwirtschaft weit verbreitet - daraus werden eine Vielzahl von Düngemitteln hergestellt.

Die Eigenschaften von Säuren sind sehr ähnlich - fast jede von ihnen ist sehr schädlich für den menschlichen Körper, H 3 PO 4 ist keine Ausnahme. Diese Säure verursacht zum Beispiel auch schwere Verätzungen, Nasenbluten und Karies.

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 einen wichtigen Platz in den theoretischen und praktischen Teilen der Chemie ein. Dank der Kenntnis der Dichte ist es möglich, die Konzentration einer Säure zu bestimmen, chemische Probleme zu lösen und die richtige Menge Säure hinzuzufügen, um die Reaktion abzuschließen. Die Dichte jeder Säure variiert mit der Konzentration. Je größer beispielsweise der Konzentrationsprozentsatz ist, desto größer ist die Dichte.

Allgemeine Eigenschaften von Säuren

Absolut alle Säuren sind (dh sie bestehen aus mehreren Elementen des Periodensystems), während sie notwendigerweise H (Wasserstoff) in ihrer Zusammensetzung enthalten. Als nächstes werden wir uns ansehen, welche üblich sind:

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

Säuren unterscheiden sich nach ihren physikalischen Eigenschaften stark voneinander. Schließlich können sie riechen und nicht riechen sowie in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen: flüssig, gasförmig und sogar fest. Feste Säuren sind für das Studium sehr interessant. Beispiele für solche Säuren: C 2 H 2 0 4 und H 3 BO 3.

Konzentration

Die Konzentration ist eine Größe, die die quantitative Zusammensetzung einer Lösung bestimmt. Beispielsweise müssen Chemiker häufig bestimmen, wie viel reine Schwefelsäure in verdünnter H 2 SO 4 -Säure enthalten ist. Dazu füllen sie eine kleine Menge verdünnter Säure in ein Becherglas, wiegen es und bestimmen die Konzentration aus einem Dichtediagramm. Die Konzentration von Säuren steht in engem Zusammenhang mit der Dichte, oft gibt es Rechenaufgaben zur Bestimmung der Konzentration, bei denen man den Anteil an reiner Säure in der Lösung bestimmen muss.

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

Eine der beliebtesten Klassifikationen ist die Einteilung aller Säuren in einbasige, zweibasige und dementsprechend dreibasige Säuren. Beispiele für einbasige Säuren: HNO 3 (Salpetersäure), HCl (Salzsäure), HF (Flusssäure) und andere. Diese Säuren werden als monobasisch bezeichnet, da in ihrer Zusammensetzung nur ein H-Atom vorhanden ist.Es gibt viele solcher Säuren, es ist unmöglich, sich an alle zu erinnern. Sie müssen sich nur daran erinnern, dass Säuren auch nach der Anzahl der H-Atome in ihrer Zusammensetzung klassifiziert werden. Zweibasige Säuren sind 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 Klassifikationen von Säuren ist ihre Unterteilung in sauerstoffhaltige und anoxische Säuren. Wie kann man sich, ohne die chemische Formel einer Substanz zu kennen, merken, dass es sich um eine sauerstoffhaltige Säure handelt?

Allen anoxischen Säuren in der Zusammensetzung fehlt das wichtige Element O - Sauerstoff, aber in der Zusammensetzung ist H. Daher wird ihrem Namen immer das Wort "Wasserstoff" zugeschrieben. HCl ist ein H 2 S-Schwefelwasserstoff.

Aber auch bei den Namen säurehaltiger Säuren kann man eine Formel schreiben. Wenn zum Beispiel die Anzahl der O-Atome in einem Stoff 4 oder 3 beträgt, dann wird dem Namen immer die Endung -n- angehängt, sowie die Endung -aya-:

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

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

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

Allgemeine Eigenschaften

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

Es gibt Substanzen, die Indikatoren genannt werden. Indikatoren ändern ihre Farbe, oder die Farbe bleibt, aber ihr Farbton ändert sich. Dies geschieht, wenn einige andere Substanzen, wie z. B. Säuren, auf die Indikatoren einwirken.

Ein Beispiel für eine Farbänderung ist ein Produkt, das vielen als Tee und Zitronensäure bekannt ist. Wenn Zitrone in den Tee geworfen wird, beginnt der Tee allmählich merklich aufzuhellen. Das liegt daran, dass Zitrone Zitronensäure enthält.

Es gibt auch andere Beispiele. Lackmus, der in einem neutralen Medium eine lila Farbe hat, wird rot, wenn Salzsäure hinzugefügt wird.

Bei Spannungen bis Wasserstoff in der Reihe werden Gasbläschen freigesetzt - H. Wird jedoch ein Metall, das in der Spannungsreihe nach H steht, in ein Reagenzglas mit Säure gegeben, dann findet keine Reaktion statt, es findet keine Gasentwicklung statt . Kupfer, Silber, Quecksilber, Platin und Gold reagieren also nicht mit Säuren.

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