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
| Kyslý vzorec | Názov kyseliny | Názov soli | Zodpovedajúci oxid |
| HCl | Soľ | chloridy | ---- |
| AHOJ | Hydrojód | jodidy | ---- |
| HBr | bromovodíkový | Bromides | ---- |
| HF | Fluoric | Fluoridy | ---- |
| HNO3 | Dusík | Dusičnany | N205 |
| H2SO4 | sírový | sírany | TAK 3 |
| H2SO3 | sírové | Sulfity | SO2 |
| H 2 S | Sírovodík | Sulfidy | ---- |
| H2CO3 | Uhlie | Uhličitany | CO2 |
| H2Si03 | kremík | silikáty | Si02 |
| HNO 2 | dusíkaté | Dusitany | N203 |
| H3PO4 | Fosforický | Fosfáty | P2O5 |
| H3PO3 | Fosfor | Fosfity | P2O3 |
| H2CrO4 | Chrome | Chromáty | CrO3 |
| H2Cr207 | dvojitý chróm | bichromáty | CrO3 |
| HMnO 4 | mangán | Manganistan | Mn207 |
| HCl04 | Chloric | Chloristany | Cl207 |
Kyseliny v laboratóriu možno získať:
1) pri rozpúšťaní oxidov kyselín vo vode:
N205 + H20 -> 2HN03;
Cr03 + H20 -> H2Cr04;
2) keď soli interagujú so silnými kyselinami:
Na2Si03 + 2HCl → H2Si03¯ + 2NaCl;
Pb(N03)2 + 2HCl → PbCl2¯ + 2HN03.
Kyseliny interagujú s kovmi, zásadami, zásaditými a amfotérnymi oxidmi, amfotérnymi hydroxidmi a soľami:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HN03 (koncentrovaný) → Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;
H2S04 + Ca(OH)2 -> CaS04¯ + 2H20;
2HBr + MgO -> MgBr2 + H20;
6HI + Al203 -> 2AlBr3 + 3H20;
H2S04 + Zn(OH)2 -> ZnS04 + 2H20;
AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .
Zvyčajne kyseliny interagujú iba s tými kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii až vodík a uvoľňuje sa voľný vodík. S nízkoaktívnymi kovmi (v elektrochemickej sérii sú napätia po vodíku) takéto kyseliny neinteragujú. Kyseliny, ktoré sú silnými oxidačnými činidlami (dusičná, koncentrovaná sírová), reagujú so všetkými kovmi, s výnimkou ušľachtilých (zlato, platina), ale neuvoľňuje sa vodík, ale voda a oxid, napríklad SO 2 alebo NO 2 .
Soľ je produktom substitúcie vodíka v kyseline za kov.
Všetky soli sa delia na:
stredná– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 atď.;
kyslé– NaHC03, KH2P04;
Hlavná - CuOHCI, Fe(OH)2NO3.
Priemerná soľ je produktom úplného nahradenia vodíkových iónov v molekule kyseliny atómami kovu.
Kyslé soli obsahujú atómy vodíka, ktoré sa môžu podieľať na chemických výmenných reakciách. V kyslých soliach došlo k neúplnej náhrade atómov vodíka atómami kovov.
Zásadité soli sú produktom neúplného nahradenia hydroxoskupín zásad viacmocných kovov kyslými zvyškami. Zásadité soli vždy obsahujú hydroxoskupinu.
Stredné soli sa získavajú interakciou:
1) kyseliny a zásady:
NaOH + HCl -> NaCl + H20;
2) kyslý a zásaditý oxid:
H2S04 + CaO → CaSO4¯ + H20;
3) kyslý oxid a zásada:
S02 + 2KOH -> K2S03 + H20;
4) kyslé a zásadité oxidy:
MgO + C02 -> MgC03;
5) kov s kyselinou:
Fe + 6HN03 (koncentrovaný) → Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20;
6) dve soli:
AgN03 + KCl → AgCl¯ + KN03;
7) soli a kyseliny:
Na2Si03 + 2HCl → 2NaCl + H2Si03¯;
8) soli a zásady:
CuSO4 + 2CsOH → Cu(OH)2¯ + Cs2SO4.
Kyslé soli sa získajú:
1) pri neutralizácii viacsýtnych kyselín zásadou v nadbytku kyseliny:
H3P04 + NaOH -> NaH2P04 + H20;
2) pri interakcii stredných solí s kyselinami:
СaC03 + H2C03 -> Ca (HCO3)2;
3) počas hydrolýzy solí tvorených slabou kyselinou:
Na2S + H20 → NaHS + NaOH.
Hlavné soli sú:
1) pri reakcii medzi zásadou viacmocného kovu a kyselinou v nadbytku zásady:
Cu(OH)2 + HCl -> CuOHCI + H20;
2) pri interakcii stredných solí s alkáliami:
СuCl2 + KOH -> CuOHCl + KCl;
3) počas hydrolýzy stredných solí tvorených slabými zásadami:
AlCl3 + H20 -> AlOHCl2 + HCl.
Soli môžu interagovať s kyselinami, zásadami, inými soľami, s vodou (hydrolytická reakcia):
2H3P04 + 3Ca(N03)2 -> Ca3(P04)2¯ + 6HN03;
FeCl3 + 3NaOH -» Fe(OH)3¯ + 3NaCl;
Na2S + NiCl2 → NiS¯ + 2NaCl.
V každom prípade sa iónomeničová reakcia dokončí iba vtedy, keď sa vytvorí slabo rozpustná, plynná alebo slabo disociujúca zlúčenina.
Okrem toho môžu soli interagovať s kovmi za predpokladu, že kov je aktívnejší (má zápornejší elektródový potenciál) ako kov, ktorý je súčasťou soli:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Soli sú tiež charakterizované rozkladnými reakciami:
BaC03 -> BaO + C02;
2KCl03 -> 2KCl + 302.
Laboratórium č. 1
ZÍSKAVANIE A MAJETOK
ZÁSADY, KYSELINY A SOĽ
Skúsenosti 1. Získavanie alkálií.
1.1. Interakcia kovu s vodou.
Nalejte destilovanú vodu do kryštalizátora alebo porcelánového pohára (približne 1/2 nádoby). Získajte od učiteľa kúsok kovového sodíka, ktorý bol predtým vysušený filtračným papierom. Do kryštalizátora s vodou kvapnite kúsok sodíka. Na konci reakcie pridajte niekoľko kvapiek fenolftaleínu. Všimnite si pozorované javy, vytvorte rovnicu reakcie. Pomenujte výslednú zlúčeninu, napíšte jej štruktúrny vzorec.
1.2. Interakcia oxidu kovu s vodou.
Do skúmavky (1/3 skúmavky) nalejte destilovanú vodu a vložte do nej hrudku CaO, dôkladne premiešajte, pridajte 1 - 2 kvapky fenolftaleínu. Všimnite si pozorované javy, napíšte rovnicu reakcie. Pomenujte výslednú zlúčeninu, uveďte jej štruktúrny vzorec.
7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok
7.1. kyseliny
Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydróniové ióny H 3 O +).
Ďalšia definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).
Tabuľka 7.1
Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí
| Kyslý vzorec | Názov kyseliny | Zvyšok kyseliny (anión) | Názov solí (stredný) |
|---|---|---|---|
| HF | fluorovodíková (fluorovodíková) | F- | Fluoridy |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | Cl- | chloridy |
| HBr | bromovodíkový | Br- | Bromides |
| AHOJ | Hydrojodický | ja- | jodidy |
| H 2 S | Sírovodík | S2− | Sulfidy |
| H2SO3 | sírové | SO 3 2 - | Sulfity |
| H2SO4 | sírový | SO 4 2 - | sírany |
| HNO 2 | dusíkaté | NIE 2 - | Dusitany |
| HNO3 | Dusík | NIE 3 - | Dusičnany |
| H2Si03 | kremík | SiO 3 2 - | silikáty |
| HPO 3 | Metafosforečné | PO 3 - | Metafosfáty |
| H3PO4 | ortofosforečnej | PO 4 3 - | Ortofosfáty (fosfáty) |
| H4P2O7 | Pyrofosforečné (dvojfosforečné) | P 2 O 7 4 - | Pyrofosfáty (difosfáty) |
| HMnO 4 | mangán | MnO 4 - | Manganistan |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 - | Chromáty |
| H2Cr207 | dichróm | Cr 2 O 7 2 - | Dichrómany (bichromáty) |
| H2Se04 | Selenic | Se042 - | selenáty |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 - | Ortoboráty |
| HClO | chlórna | ClO- | Chlórnany |
| HCl02 | Chlorid | ClO 2 - | Chloritany |
| HCl03 | Chlór | ClO 3 - | Chlorečnany |
| HCl04 | Chloric | ClO 4 - | Chloristany |
| H2CO3 | Uhlie | CO 3 3 - | Uhličitany |
| CH3COOH | octová | CH 3 COO − | Acetáty |
| HCOOH | Formický | HCOO- | Formáty |
Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kvapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tieto kyseliny môžu existovať ako v individuálnej (100% forme), tak aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad H2SO4, HNO3, H3P04, CH3COOH sú známe jednotlivo aj v roztokoch.
Mnohé kyseliny sú známe len v roztokoch. Sú to všetky halogenovodíkové (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodíkové (hydrokyano HCN), uhoľné H 2 CO 3, sírnatá H 2 SO 3 kyselina, čo sú roztoky plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmes HCl a H 2 O, uhlie je zmes CO 2 a H 2 O. Je jasné, že použitie výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkovej“ je nesprávne.
Väčšina kyselín je rozpustná vo vode, kyselina kremičitá H 2 SiO 3 je nerozpustná. Prevažná väčšina kyselín má molekulárnu štruktúru. Príklady štruktúrnych vzorcov kyselín:
Vo väčšine molekúl kyseliny obsahujúcich kyslík sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Ale existujú výnimky:
Kyseliny sa klasifikujú podľa viacerých znakov (tabuľka 7.2).
Tabuľka 7.2
Klasifikácia kyselín
| Klasifikačný znak | Kyslý typ | Príklady |
|---|---|---|
| Počet vodíkových iónov vytvorených počas úplnej disociácie molekuly kyseliny | Monobázický | HCl, HN03, CH3COOH |
| Dibasic | H2S04, H2S, H2C03 | |
| Tribasic | H3P04, H3As04 | |
| Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule | Obsahujúce kyslík (hydroxidy kyselín, oxokyseliny) | HN02, H2Si03, H2S04 |
| Anoxický | HF, H2S, HCN | |
| Stupeň disociácie (sila) | Silné (úplne disociované, silné elektrolyty) | HCl, HBr, HI, H2S04 (rozdiel), HN03, HCl03, HCl04, HMn04, H2Cr207 |
| Slabé (čiastočne disociované, slabé elektrolyty) | HF, HN02, H2S03, HCOOH, CH3COOH, H2Si03, H2S, HCN, H3P04, H3P03, HClO, HCl02, H2CO3, H3BO 3, H2S04 (konc) | |
| Oxidačné vlastnosti | Oxidačné činidlá spôsobené iónmi H + (podmienečne neoxidačné kyseliny) | HCl, HBr, HI, HF, H2S04 (rozdiel), H3P04, CH3COOH |
| Oxidačné činidlá v dôsledku aniónu (oxidačné kyseliny) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Aniónové redukčné činidlá | HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF) | |
| Tepelná stabilita | Existuje iba v riešeniach | H2C03, H2S03, HClO, HCl02 |
| Pri zahrievaní sa ľahko rozkladá | H2S03, HN03, H2Si03 | |
| Tepelne stabilný | H2S04 (konc), H3P04 |
Všetky všeobecné chemické vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou nadbytku vodíkových katiónov H + (H 3 O +) v ich vodných roztokoch.
1. Vodné roztoky kyselín vplyvom nadbytku H + iónov menia farbu fialového a metyloranžového lakmusu na červenú (fenolftaleín nemení farbu, zostáva bezfarebný). Vo vodnom roztoku slabej kyseliny uhličitej nie je lakmus červený, ale ružový, roztok nad zrazeninou veľmi slabej kyseliny kremičitej farbu indikátorov vôbec nemení.
2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kap. 6).
Príklad 7.1. Na uskutočnenie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.
rozhodnutie. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:
BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO3 = BaSO4
Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:
BaO + SO2 = BaSO3
Odpoveď: 3).
3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:
HCl + NH3 \u003d NH4Cl - chlorid amónny;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - síran amónny.
4. Neoxidačné kyseliny za tvorby soli a uvoľňovania vodíka reagujú s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivity na vodík:
H2S04 (rozdiel) + Fe = FeS04 + H2
2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2
Interakcia oxidačných kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovmi je veľmi špecifická a uvažuje sa o nej pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.
5. Kyseliny interagujú so soľami. Reakcia má niekoľko funkcií:
a) vo väčšine prípadov, keď silnejšia kyselina reaguje so soľou slabšej kyseliny, vzniká soľ slabej kyseliny a slabá kyselina, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytláča slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:
Príklady prebiehajúcich reakcií:
2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H20 + CO2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 \u003d 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H2S04 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4
Neinteragujú medzi sebou, napríklad KCl a H 2 SO 4 (rozdiel), NaNO 3 a H 2 SO 4 (rozdiel), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3COOK a H2C03;
b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča silnejšiu zo soli:
CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4
3AgN03 (razb) + H3P04 = Ag3P04↓ + 3HNO3.
Takéto reakcie sú možné, keď sa zrazeniny výsledných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2SO4 a HNO3);
c) v prípade tvorby zrazenín, ktoré sú nerozpustné v silných kyselinách, je možná reakcia medzi silnou kyselinou a soľou vytvorenou inou silnou kyselinou:
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Príklad 7.2. Uveďte rad, v ktorom sú uvedené vzorce látok, ktoré reagujú s H 2 SO 4 (diff).
1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF;2) Cu (OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn (OH) 2.
rozhodnutie. Všetky látky série 4 interagujú s H2SO4 (razb):
Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + H20 + SO2
Mg + H2S04 \u003d MgS04 + H2
Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20
V riadku 1) nie je možná reakcia s KCl (p-p), v riadku 2) - s Ag, v rade 3) - s NaNO 3 (p-p).
Odpoveď: 4).
6. Koncentrovaná kyselina sírová sa pri reakciách so soľami správa veľmi špecificky. Je to neprchavá a tepelne stabilná kyselina, preto vytláča všetky silné kyseliny z pevných (!) Soli, keďže sú prchavejšie ako H 2 SO 4 (konc):
KCl (tv) + H2S04 (konc) KHS04 + HCl
2KCl (tv) + H2S04 (konc) K2S04 + 2HCl
Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú len s koncentrovanou kyselinou sírovou a len v pevnom stave
Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová na rozdiel od zriedenej kyseliny sírovej reaguje:
3) KNO 3 (TV);
rozhodnutie. Obidve kyseliny reagujú s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 PO 4 a iba H 2 SO 4 (conc) reaguje s KNO 3 (tv).
Odpoveď: 3).
Spôsoby získavania kyselín sú veľmi rôznorodé.
Anoxické kyseliny prijať:
- rozpustením príslušných plynov vo vode:
HCl (g) + H20 (g) → HCl (p-p)
H2S (g) + H20 (g) → H2S (roztok)
- zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:
FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S
KCI (tv) + H2S04 (konc) = KHS04 + HCl
Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03
okysličené kyseliny prijať:
- rozpustením zodpovedajúcich oxidov kyselín vo vode, pričom oxidačný stav kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (NO 2 je výnimkou):
N205 + H20 \u003d 2HN03
S03 + H20 \u003d H2S04
P205 + 3H202H3P04
- oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:
S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20
- vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vytvorí zrazenina, ktorá je nerozpustná vo výsledných kyselinách):
Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razb) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
- vytesnenie prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.
Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:
NaN03 (tv) + H2SO4 (konc) NaHS04 + HNO3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konc) KHS0 4 + HClO 4
- nahradením slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:
Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 3CaS04↓ + 2H3P04
NaN02 + HCl = NaCl + HN02
K2Si03 + 2HBr = 2KBr + H2Si03 ↓
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) |
Kyslý zvyšok (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 -
