|
tituly |
||
|
Metahliník |
Metaaluminát |
|
|
metaarzén |
metaarzenát |
|
|
ortoarsenický |
ortoarsenát |
|
|
metaarzén |
metaarsenit |
|
|
ortoarsenický |
ortoarsenit |
|
|
metabornaya |
Metaborate |
|
|
ortoborn |
ortoborát |
|
|
Tetraedrický |
tetraboritan |
|
|
bromovodík | ||
|
Bromous |
Hypobromit |
|
|
bróm | ||
|
Formický | ||
|
octová | ||
|
Kyanovodík | ||
|
Uhlie |
Uhličitan |
|
|
šťavel | ||
|
Chlorovodík | ||
|
chlórna |
Chlórnan |
|
|
Chlorid | ||
|
Chlór | ||
|
Chloristan |
||
|
metachromatické |
metachromit |
|
|
Chrome | ||
|
dvojitý chróm |
dvojchróman |
|
|
Jódový vodík | ||
|
Jódový |
Hypoioditída |
|
|
jód | ||
|
Periodát |
||
|
mangán |
Manganistan |
|
|
mangán |
manganistan |
|
|
molybdén |
molybdenan |
|
|
Azidovodík (hydrazoický) | ||
|
dusíkaté | ||
|
Metafosforečné |
metafosfát |
|
|
ortofosforečnej |
ortofosfát |
|
|
Difosforečná (pyrofosforečná) |
Difosfát (pyrofosfát) |
|
|
Fosfor | ||
|
Fosfor |
fosfornan |
|
|
sírovodík | ||
|
Rhodohydrogen | ||
|
sírové | ||
|
Tiosírová |
tiosíran |
|
|
Dvojsíra (pyrosírna) |
Disulfát (pyrosulfát) |
|
|
Peroxo-dvojsírová (nadsírová) |
Peroxodisulfát (persulfát) |
|
|
vodík selén | ||
|
selenista | ||
|
Selenic | ||
|
kremík | ||
|
Vanád | ||
|
Volfrám |
volfrámu |
|
soľ – látky, ktoré možno považovať za produkt nahradenia atómov vodíka v kyseline atómami kovu alebo skupinou atómov. Existuje 5 druhov solí: stredné (normálne), kyslé, zásadité, dvojité, komplexné, líšiace sa povahou iónov vznikajúcich pri disociácii.
1. Stredné soli sú produkty úplnej substitúcie atómov vodíka v molekule kyseliny. Zloženie soli: katión - ión kovu, anión - ión zvyškov kyseliny Na 2 CO 3 - uhličitan sodný
Na3P04 - fosforečnan sodný
Na 3 RO 4 \u003d 3Na + + RO 4 3-
katiónový anión
2. Soli kyselín - produkty neúplnej substitúcie atómov vodíka v molekule kys. Anión obsahuje atómy vodíka.
NaH 2 RO 4 \u003d Na + + H 2 RO 4 -
Dihydrogenfosfátový katiónový anión
Kyslé soli poskytujú iba viacsýtne kyseliny, pričom sa odoberá nedostatočné množstvo zásady.
H2S04 + NaOH \u003d NaHS04 + H20
hydrosulfát
Pridaním nadbytku alkálie možno kyslú soľ premeniť na médium
NaHS04 + NaOH \u003d Na2S04 + H20
3.Bazické soli - produkty neúplného nahradenia hydroxidových iónov v zásade zvyškom kyseliny. Katión obsahuje hydroxoskupinu.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
hydroxochloridový katiónový anión
Zásadité soli môžu tvoriť iba polykyselinové zásady.
(zásady obsahujúce niekoľko hydroxylových skupín), keď interagujú s kyselinami.
Cu(OH)2 + HCl \u003d CuOHCl + H20
Základnú soľ môžete premeniť na strednú tak, že na ňu pôsobíte kyselinou:
CuOHCl + HCl \u003d CuCl2 + H20
4. Dvojité soli - zahŕňajú katióny viacerých kovov a anióny jednej kyseliny
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
síran hlinito draselný
Charakteristické vlastnosti všetky uvažované typy solí sú: výmenné reakcie s kyselinami, zásadami a medzi sebou navzájom.
Na pomenovanie solí používať ruskú a medzinárodnú nomenklatúru.
Ruský názov soli je zložený z názvu kyseliny a názvu kovu: CaCO 3 - uhličitan vápenatý.
Pre kyslé soli sa zavádza „kyslá“ prísada: Ca (HCO 3) 2 - kyslý uhličitan vápenatý. Pre názov zásaditých solí je prísada „bázická“: (СuOH) 2 SO 4 - zásaditý síran meďnatý.
Najrozšírenejšia je medzinárodná nomenklatúra. Názov soli podľa tejto nomenklatúry pozostáva z názvu aniónu a názvu katiónu: KNO 3 - dusičnan draselný. Ak má kov v zlúčenine inú mocnosť, potom je to uvedené v zátvorkách: FeSO 4 - síran železitý (III).
Pre soli kyselín obsahujúcich kyslík sa v názve uvádza prípona „at“, ak kyselinotvorný prvok vykazuje najvyššiu mocnosť: KNO 3 - dusičnan draselný; prípona „to“, ak kyselinotvorný prvok vykazuje nižšiu mocnosť: KNO 2 - dusitan draselný. V prípadoch, keď kyselinotvorný prvok tvorí kyseliny vo viac ako dvoch valenčných stavoch, vždy sa používa prípona „at“. Navyše, ak vykazuje najvyššiu valenciu, pridajte predponu "za". Napríklad: KClO 4 - chloristan draselný. Ak kyselinotvorný prvok tvorí nižšiu valenciu, používa sa prípona „to“ s pridaním predpony „hypo“. Napríklad: KClO – chlórnan draselný. Pre soli tvorené kyselinami obsahujúcimi rôzne množstvá vody sa pridávajú predpony „meta“ a „ortho“. Napríklad: NaPO 3 - metafosforečnan sodný (soľ kyseliny metafosforečnej), Na 3 PO 4 - ortofosforečnan sodný (soľ kyseliny ortofosforečnej). V názve kyslej soli sa zavádza predpona "hydro". Napríklad: Na 2 HPO 4 - hydrogenfosforečnan sodný (ak je v anióne jeden atóm vodíka) a predpona "hydro" s gréckou číslicou (ak je viac ako jeden atóm vodíka) -NaH 2 PO 4 - dihydrogén sodný fosfát. Do názvov základných solí sa zavádza predpona „hydroxo“. Napríklad: FeOHCl - hydroxid chlorid železitý (P).
5. Komplexné soli - zlúčeniny tvoriace pri disociácii komplexné ióny (nabité komplexy). Pri písaní zložitých iónov je zvykom uzatvárať ich do hranatých zátvoriek. Napríklad:
Ag (NH 3) 2 Cl \u003d Ag (NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 \u003d 2K + + PtCl 6 2-
Podľa myšlienok A. Wernera sa v komplexnej zlúčenine rozlišujú vnútorné a vonkajšie sféry. Takže napríklad v uvažovaných komplexných zlúčeninách je vnútorná guľa tvorená komplexnými iónmi Ag (NH 3) 2 + a PtCl 6 2- a vonkajšia guľa, v tomto poradí, Cl - a K +. Centrálny atóm alebo ión vnútornej gule sa nazýva komplexotvorné činidlo. V navrhovaných zlúčeninách sú to Ag +1 a Pt +4. Molekuly alebo ióny opačného znamienka koordinované okolo komplexotvorného činidla sú ligandy. V uvažovaných zlúčeninách sú to 2NH30 a 6Cl-. Počet ligandov komplexného iónu určuje jeho koordinačné číslo. V navrhovaných zlúčeninách sa rovná 2 a 6.
Podľa znamenia elektrického náboja sa rozlišujú komplexy
1.Katiónový (koordinácia okolo kladného iónu neutrálnych molekúl):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3-1
2. Aniónové (koordinácia okolo komplexotvorného činidla v pozitívnom oxidačnom stave ligandu so záporným oxidačným stavom):
K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3. Neutrálne komplexy - komplexné zlúčeniny bez vonkajšej gulePt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0. Na rozdiel od zlúčenín s aniónovými a katiónovými komplexmi, neutrálne komplexy nie sú elektrolyty.
Disociácia komplexných zlúčenín do vnútornej a vonkajšej sféry je tzv primárny . Tečie takmer úplne ako silné elektrolyty.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6 3 ─
Komplexný ión (nabitý komplex) v komplexnej zlúčenine tvorí vnútornú koordinačnú sféru, zvyšné ióny tvoria vonkajšiu sféru.
V komplexnej zlúčenine K3 je ión komplexu 3, ktorý pozostáva z komplexotvorného činidla - iónu Fe3+ a ligandov - iónov CN - iónov, vnútornou sférou zlúčeniny a ióny K + tvoria vonkajšiu sféru. guľa.
Ligandy nachádzajúce sa vo vnútornej sfére komplexu sú viazané komplexotvorným činidlom oveľa silnejšie a ich štiepenie pri disociácii prebieha len v malej miere. Reverzibilná disociácia vnútornej gule komplexnej zlúčeniny sa nazýva sekundárne .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Sekundárna disociácia komplexu prebieha podľa typu slabých elektrolytov. Algebraický súčet nábojov častíc vzniknutých počas disociácie komplexného iónu sa rovná náboju komplexu.
Názvy komplexných zlúčenín, ako aj názvy bežných látok, sú tvorené z ruských názvov katiónov a latinských názvov aniónov; rovnako ako v bežných látkach, v komplexných zlúčeninách sa anión nazýva prvý. Ak je anión komplexný, jeho názov je vytvorený z názvu ligandov s koncovkou „o“ (Cl - - chlór, OH - hydroxo atď.) a latinského názvu komplexotvorného činidla s príponou „at“; počet ligandov je zvyčajne označený zodpovedajúcou číslicou. Ak je komplexotvorným činidlom prvok schopný vykazovať premenlivý oxidačný stav, číselná hodnota oxidačného stavu, ako v názvoch bežných zlúčenín, je označená rímskou číslicou v zátvorkách.
Príklad: Názvy komplexných zlúčenín s komplexným aniónom.
K3 - hexakyanoželezitan draselný (III)
Komplexné katióny vo veľkej väčšine prípadov obsahujú ako ligandy neutrálne molekuly vody H2O, nazývané „aqua“, alebo amoniak NH3, nazývané „amíny“. V prvom prípade sa komplexné katióny nazývajú aquakomplexy, v druhom - amoniaky. Názov komplexného katiónu pozostáva z názvu ligandov s uvedením ich počtu a ruského názvu komplexotvorného činidla, v prípade potreby s uvedením hodnoty jeho oxidačného stavu.
Príklad: Názvy komplexných zlúčenín s komplexným katiónom.
Cl2 - tetrammín chlorid zinočnatý
Komplexy, napriek ich stabilite, môžu byť zničené v reakciách, v ktorých sú ligandy viazané na ešte stabilnejšie slabo disociujúce zlúčeniny.
Príklad: Deštrukcia hydroxykomplexu kyselinou v dôsledku tvorby slabo disociujúcich molekúl H 2 O.
K2 + 2H2S04 \u003d K2S04 + ZnS04 + 2H20.
Názov komplexnej zlúčeniny začínajú zložením vnútornej gule, potom pomenúvajú centrálny atóm a stupeň jeho oxidácie.
Vo vnútornej sfére sú anióny najskôr pomenované, pričom k latinskému názvu sa pridáva koncovka „o“.
F-1 - fluór Cl - - chlórCN - - kyanoS02-2 - sulfito
OH - - hydroxoNO 2 - - dusitan atď.
Potom sa neutrálne ligandy nazývajú:
NH 3 - amín H 2 O - akva
Počet ligandov je označený gréckymi číslicami:
I - mono (spravidla nie je uvedené), 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Ďalej prechádzajú k názvu centrálneho atómu (komplexujúce činidlo). Toto zohľadňuje nasledovné:
Ak je komplexotvorné činidlo súčasťou katiónu, potom sa použije ruský názov prvku a stupeň jeho oxidácie je uvedený v zátvorkách rímskymi číslicami;
Ak je komplexotvorné činidlo súčasťou aniónu, použije sa latinský názov prvku, pred ním je uvedený stupeň jeho oxidácie a na konci sa pridá koncovka - „at“.
Po označení vnútornej gule uveďte katióny alebo anióny nachádzajúce sa vo vonkajšej gule.
Pri vytváraní názvu komplexnej zlúčeniny je potrebné pamätať na to, že ligandy, ktoré tvoria jej zloženie, môžu byť zmiešané: elektricky neutrálne molekuly a nabité ióny; alebo nabité ióny rôzneho druhu.
Ag +1 NH 3 2 Cl– diamín-chlorid strieborný (I)
K 3 Fe +3 CN 6 - hexakyano (Ш) železitan draselný
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihydroxotetrachlór (IV) amóniumplatinat
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 o - diamíndichlorid-platina x)
X) v neutrálnych komplexoch sa názov komplexotvorného činidla uvádza v nominatívnom prípade
kyseliny- komplexné látky pozostávajúce z jedného alebo viacerých atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu, a zvyškov kyselín.
Klasifikácia kyselín
1. Podľa počtu atómov vodíka: počet atómov vodíka ( n ) určuje zásaditosť kyselín:
n= 1 jediný základ
n= 2 dvojskl
n= 3 tribázické
2. Podľa zloženia:
a) Tabuľka kyselín obsahujúcich kyslík, zvyškov kyselín a zodpovedajúcich kyslých oxidov:
|
Kyselina (H n A) |
Zvyšok kyseliny (A) |
Zodpovedajúci kyslý oxid |
|
H2SO4 sírová |
S04(II) sulfát |
SO 3 oxid sírový (VI) |
|
HNO 3 dusičná |
NO 3 (I) dusičnan |
N 2 O 5 oxid dusnatý (V) |
|
HMnO 4 mangán |
manganistan Mn04 (I). |
Mn207 oxid mangánu ( VII) |
|
H 2 SO 3 sírová |
S03(II) siričitan |
SO 2 oxid sírový (IV) |
|
H 3 PO 4 ortofosforečná |
PO 4 (III) ortofosfát |
P2O5 oxid fosforečný (V) |
|
HNO 2 dusíkaté |
N02 (I) dusitan |
N 2 O 3 oxid dusnatý (III) |
|
H 2 CO 3 uhlie |
CO3(II) uhličitan |
CO2 oxid uhoľnatý ( IV) |
|
H 2 SiO 3 kremík |
Si03(II) kremičitan |
SiO 2 oxid kremičitý (IV) |
|
HClO chlórna |
Chlórnan СlO(I). |
C l 2 O oxid chlóru (I) |
|
HCl02 chlorid |
Сlo 2 (ja) chloritan |
C l 2 O 3 oxid chlóru (III) |
|
HClO3 chlór |
С103 (I) chlorečnan |
C l 2 O 5 oxid chlóru (V) |
|
HCl04 chlorid |
С104 (I) chloristan |
С l 2 O 7 oxid chlóru (VII) |
b) Tabuľka anoxických kyselín
|
Kyselina (N n A) |
Zvyšok kyseliny (A) |
|
HCl chlorovodíková, chlorovodíková |
Cl(I) chlorid |
|
H2S sírovodík |
S(II) sulfid |
|
HBr bromovodíková |
Br(I) bromid |
|
HI hydrojodický |
I(I) jodid |
|
HF fluorovodíková, fluorovodíková |
F(I) fluorid |
Fyzikálne vlastnosti kyselín
Mnohé kyseliny, ako je sírová, dusičná, chlorovodíková, sú bezfarebné kvapaliny. známe sú aj tuhé kyseliny: ortofosforečná, metafosforečná HPO3, boritý H3BO3 . Takmer všetky kyseliny sú rozpustné vo vode. Príkladom nerozpustnej kyseliny je kyselina kremičitá H2Si03 . Kyslé roztoky majú kyslú chuť. Takže napríklad veľa ovocia dáva kyslú chuť kyselinám, ktoré obsahuje. Odtiaľ pochádzajú názvy kyselín: citrónová, jablčná atď.
Spôsoby získavania kyselín
|
anoxický |
s obsahom kyslíka |
|
HCl, HBr, HI, HF, H2S |
HNO 3, H 2 SO 4 a ďalšie |
|
PRIJÍMANIE |
|
|
1. Priama interakcia nekovov H2 + Cl2 \u003d 2 HCl |
1. Oxid kyseliny + voda = kyselina S03 + H20 \u003d H2S04 |
|
2. Výmenná reakcia medzi soľou a menej prchavou kyselinou 2 NaCl (tv.) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCl |
|
Chemické vlastnosti kyselín
1. Zmeňte farbu indikátorov
|
Názov indikátora |
Neutrálne prostredie |
kyslé prostredie |
|
Lakmus |
fialový |
Červená |
|
Fenolftaleín |
Bezfarebný |
Bezfarebný |
|
Metyl pomaranč |
Oranžová |
Červená |
|
Univerzálny indikátorový papierik |
oranžová |
Červená |
2. Reagujte s kovmi v sérii aktivít až H 2
(okrem HNO 3 -Kyselina dusičná)
Video „Interakcia kyselín s kovmi“
Ja + KYSELINA \u003d SOĽ + H 2 (str. zámena)
Zn + 2 HCl \u003d ZnCl2 + H2
3. So zásaditými (amfotérnymi) oxidmi - oxidy kovov
Video „Interakcia oxidov kovov s kyselinami“
Me x O y + KYSELINA \u003d SOĽ + H2O (p. výmena)
4. Reagujte so zásadami – neutralizačná reakcia
KYSELINA + ZÁSADA = SOĽ + H 2 O (p. výmena)
H3P04 + 3 NaOH = Na3P04 + 3 H20
5. Reagujte so soľami slabých, prchavých kyselín - ak sa vytvorí kyselina, ktorá sa vyzráža alebo sa uvoľní plyn:
2 NaCl (tv.) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCl ( R . výmena )
Video „Interakcia kyselín so soľami“
6. Rozklad kyselín obsahujúcich kyslík pri zahrievaní
(okrem H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )
KYSELINA = OXID KYSELINA + VODA (r. rozklad)
Pamätajte!Nestále kyseliny (uhličité a sírové) – rozkladajú sa na plyn a vodu:
H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2
Kyselina sírová v produktoch uvoľnený ako plyn:
CaS + 2HCl \u003d H2S+ CaCl2
ÚLOHY NA POSILŇOVANIE
č. 1 Rozdeľte chemické vzorce kyselín do tabuľky. Daj im mená:
LiOH, Mn207, CaO, Na3P04, H2S, MnO, Fe (OH)3, Cr203, HI, HCl04, HBr, CaCl2, Na20, HCl, H2SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, Si02, Kyseliny
Bes-sour-
natívny
Obsahujúce kyslík
rozpustný
nerozpustný
jeden-
Hlavná
dvojjadrový
trojzákladný
č. 2. Napíšte reakčné rovnice:
Ca+HCl
Na + H2S04
Al + H2S
Ca + H3PO4
Pomenujte produkty reakcie.
č. 3. Vytvorte reakčné rovnice, pomenujte produkty:
Na20 + H2C03
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe203 + H2S04
č. 4. Zostavte reakčné rovnice pre interakciu kyselín so zásadami a soľami:
KOH + HNO3
NaOH + H2S03
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na2Si03
H2SO4 + K2C03
HNO3 + CaCO3
Pomenujte produkty reakcie.
SIMULÁTORY
Tréner číslo 1. "Vzorce a názvy kyselín"
Tréner číslo 2. "Korespondencia: vzorec kyseliny - vzorec oxidu"
Bezpečnostné opatrenia – prvá pomoc pri kontakte pokožky s kyselinami
Bezpečnosť -
Látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov, sa nazývajú.
Kyseliny sa klasifikujú podľa ich sily, zásaditosti a prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v zložení kyseliny.
Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO3, sírová H2S04 a chlorovodíková HCl.
Prítomnosťou kyslíka rozlíšiť kyseliny obsahujúce kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a anoxické kyseliny ( HCl, H2S, HCN atď.).
Podľa zásaditosti, t.j. podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na jednosýtne (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtne (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtne (H 3 PO 4) atď.
Názvy bezkyslíkatých kyselín sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H 2 S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.
Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku s pridaním slova "kyselina". Zároveň názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3AsO4 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „ovál“ ( HCl03 - kyselina chlórová), "čistá" ( HCl02 - kyselina chlórna, "kolísavý" ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, ktoré sú iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „čistý“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO 2 - kyselina dusitá).
Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli
|
Kyselina |
Názvy zodpovedajúcich normálnych solí |
|
|
názov |
Vzorec |
|
|
Dusík |
HNO3 |
Dusičnany |
|
dusíkaté |
HNO 2 |
Dusitany |
|
Boric (ortoborický) |
H3BO3 |
boritany (ortoboritany) |
|
bromovodíkový |
Bromides |
|
|
Hydrojód |
jodidy |
|
|
kremík |
H2Si03 |
silikáty |
|
mangán |
HMnO 4 |
Manganistan |
|
Metafosforečné |
HPO 3 |
Metafosfáty |
|
Arzén |
H3AsO4 |
Arzenáty |
|
Arzén |
H3AsO3 |
Arsenitany |
|
ortofosforečnej |
H3PO4 |
Ortofosfáty (fosfáty) |
|
Difosforečná (pyrofosforečná) |
H4P2O7 |
Difosfáty (pyrofosfáty) |
|
dichróm |
H2Cr207 |
Dichrómany |
|
sírový |
H2SO4 |
sírany |
|
sírové |
H2SO3 |
Sulfity |
|
Uhlie |
H2CO3 |
Uhličitany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfity |
|
fluorovodíková (fluorovodíková) |
Fluoridy |
|
|
chlorovodíková (chlorovodíková) |
chloridy |
|
|
Chloric |
HCl04 |
Chloristany |
|
Chlór |
HCl03 |
Chlorečnany |
|
chlórna |
HClO |
Chlórnany |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Chromáty |
|
Kyanovodík (kyanovodíkový) |
kyanidy |
|
Získavanie kyselín
1. Anoxické kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S H2S.
2. Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:
S03 + H20 \u003d H2S04,
CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,
P205 + H20 \u003d 2 HPO3.
3. Kyslíky neobsahujúce aj kyslík obsahujúce kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:
BaBr2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,
CaC03 + 2HBr \u003d CaBr2 + C02 + H20.
4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na získanie kyselín:
H202 + SO2 \u003d H2S04,
3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.
Chemické vlastnosti kyselín
1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami (ako aj so zásaditými a amfotérnymi oxidmi) za vzniku solí, napr.
H2S04 + 2NaOH \u003d Na2S04 + 2H20,
2HN03 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H20,
2 HCl + ZnO \u003d ZnCl2 + H20.
2. Schopnosť interagovať s niektorými kovmi v sérii napätí až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2.
3. So soľami, ak sa vytvorí zle rozpustná soľ alebo prchavá látka:
H2SO4 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H20 + CO2,
2KHCO3 + H2SO4 \u003d K2S04 + 2SO2+ 2H20.
Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch a jednoduchosť disociácie v každom z krokov sa znižuje, preto sa pri viacsýtnych kyselinách často vytvárajú kyslé soli namiesto stredných solí (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):
Na2S + H3PO4 \u003d Na2HPO4 + H2S,
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.
4. Špeciálnym prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, vedúca k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Takže lakmus mení farbu v kyslom prostredí na červenú.
5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu (najlepšie v prítomnosti vody odstraňujúceho P2O5):
H2SO4 \u003d H20 + SO3,
H2Si03 \u003d H20 + Si02.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodin
Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka (možno ich nahradiť atómami kovu) spojených s kyslým zvyškom.
všeobecné charakteristiky
Kyseliny sa delia na bezkyslíkaté a s obsahom kyslíka, ako aj na organické a anorganické.
Ryža. 1. Klasifikácia kyselín - anoxické a obsahujúce kyslík.
Anoxické kyseliny sú roztoky takých binárnych zlúčenín, ako sú halogenovodík alebo sírovodík vo vode. V roztoku sa polárna kovalentná väzba medzi vodíkom a elektronegatívnym prvkom polarizuje pôsobením dipólových molekúl vody a molekuly sa rozpadajú na ióny. prítomnosť vodíkových iónov v látke a umožňuje nazývať vodné roztoky týchto binárnych zlúčenín kyselinami.
Kyseliny sú pomenované podľa názvu binárnej zlúčeniny pridaním koncovky -naya. napríklad HF je kyselina fluorovodíková. Anión kyseliny sa nazýva názvom prvku pridaním koncovky -id, napríklad Cl - chlorid.
Kyslík obsahujúce kyseliny (oxokyseliny)- sú to kyslé hydroxidy disociujúce podľa typu kyseliny, teda ako protolity. Ich všeobecný vzorec je E (OH) mOn, kde E je nekov alebo kov s premenlivou mocnosťou v najvyššom oxidačnom stave. za predpokladu, že n je 0, potom je kyselina slabá (H2BO3 - boritá), ak n \u003d 1, potom je kyselina buď slabá alebo stredne silná (H3PO4 - ortofosforečná), ak je n väčšie ako alebo rovné 2, potom sa kyselina považuje za silnú (H2S04).
Ryža. 2. Kyselina sírová.
Hydroxidy kyselín zodpovedajú oxidom kyselín alebo anhydridom kyselín, napríklad kyselina sírová zodpovedá anhydridu kyseliny sírovej S03.
Chemické vlastnosti kyselín
Kyseliny majú množstvo vlastností, ktoré ich odlišujú od solí a iných chemických prvkov:
- Opatrenia týkajúce sa ukazovateľov. Ako sa kyslé protolyty disociujú za vzniku H+ iónov, ktoré menia farbu indikátorov: fialový lakmusový roztok sa zmení na červený a oranžový roztok metyloranže sa zmení na ružový. Viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch a každá ďalšia fáza je ťažšia ako predchádzajúca, pretože čoraz slabšie elektrolyty disociujú v druhom a treťom kroku:
H2SO4 \u003d H+ + HSO4 -
Farba indikátora závisí od toho, či je kyselina koncentrovaná alebo zriedená. Takže napríklad, keď sa lakmus zníži na koncentrovanú kyselinu sírovú, indikátor sa zmení na červenú, ale v zriedenej kyseline sírovej sa farba nezmení.
- Neutralizačná reakcia, teda interakcia kyselín so zásadami, v dôsledku ktorej vzniká soľ a voda, nastáva vždy, ak je aspoň jedno z činidiel silné (zásada alebo kyselina). Reakcia neprebieha, ak je kyselina slabá, zásada je nerozpustná. Napríklad neexistuje žiadna reakcia:
H 2 SiO 3 (slabá, vo vode nerozpustná kyselina) + Cu (OH) 2 - žiadna reakcia
Ale v iných prípadoch neutralizačná reakcia s týmito činidlami prebieha:
H2SiO3 + 2KOH (alkálie) \u003d K2Si03 + 2H20
- Interakcia so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:
Fe203 + 3H2S04 \u003d Fe2 (S04)3 + 3H20
- Interakcia kyselín s kovmi, stojace v sérii napätí naľavo od vodíka, vedie k procesu, pri ktorom sa tvorí soľ a uvoľňuje sa vodík. Táto reakcia je jednoduchá, ak je kyselina dostatočne silná.
Kyselina dusičná a koncentrovaná kyselina sírová reagujú s kovmi redukciou nie vodíka, ale centrálneho atómu:
Mg + H2S04 + MgS04 + H2
- Interakcia kyselín so soľami dochádza, ak je výsledkom slabá kyselina. Ak je soľ, ktorá reaguje s kyselinou, rozpustná vo vode, potom reakcia prebehne aj vtedy, ak sa vytvorí nerozpustná soľ:
Na2SiO3 (rozpustná soľ slabej kyseliny) + 2HCl (silná kyselina) \u003d H2SiO3 (slabá nerozpustná kyselina) + 2NaCl (rozpustná soľ)
V priemysle sa používa veľa kyselín, napríklad kyselina octová je potrebná na konzerváciu mäsa a rybích výrobkov.
