| Kyslé vzorce | Názvy kyselín | Názvy zodpovedajúcich solí |
| HCl04 | chlór | chloristany |
| HCl03 | chlórna | chlorečnany |
| HCl02 | chlorid | chloritany |
| HClO | chlórna | chlórnany |
| H5IO6 | jód | periodáty |
| HIO 3 | jódový | jodičnany |
| H2SO4 | sírový | sírany |
| H2SO3 | sírový | siričitany |
| H2S203 | tiosíru | tiosírany |
| H2S406 | tetrationová | tetrationáty |
| HNO3 | dusík | dusičnany |
| HNO2 | dusíkaté | dusitany |
| H3PO4 | ortofosforečnej | ortofosfáty |
| HPO 3 | metafosforečné | metafosfáty |
| H3PO3 | fosforu | fosfity |
| H3PO2 | fosforu | fosfornany |
| H2CO3 | uhlia | uhličitany |
| H2Si03 | kremík | silikáty |
| HMn04 | mangán | manganistanu |
| H2MnO4 | mangán | manganáty |
| H2CrO4 | chróm | chrómany |
| H2Cr207 | dichróm | dichromáty |
| HF | fluorovodík (fluorid) | fluoridy |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | chloridy |
| HBr | bromovodíkový | bromidy |
| AHOJ | jodovodík | jodidy |
| H2S | sírovodík | sulfidy |
| HCN | kyanovodík | kyanidy |
| HOCN | tyrkysový | kyanáty |
Dovoľte mi v krátkosti pripomenúť na konkrétnych príkladoch, ako by sa soli mali správne nazývať.
Príklad 1. Soľ K 2 SO 4 je tvorená zvyškom kyseliny sírovej (SO 4) a kovom K. Soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany. K 2 SO 4 - síran draselný.
Príklad 2. FeCl 3 - soľ obsahuje železo a zvyšok kyseliny chlorovodíkovej (Cl). Názov soli: chlorid železitý. Poznámka: v tomto prípade musíme kov nielen pomenovať, ale aj uviesť jeho mocnosť (III). V predchádzajúcom príklade to nebolo potrebné, pretože valencia sodíka je konštantná.
Dôležité: názov soli by mal označovať valenciu kovu iba vtedy, ak má kov premenlivú mocnosť!
Príklad 3. Ba(ClO) 2 - soľ obsahuje bárium a zvyšok kyseliny chlórnej (ClO). Názov soli: chlórnan bárnatý. Valencia kovu Ba vo všetkých jeho zlúčeninách je dve, nie je potrebné ju uvádzať.
Príklad 4. (NH4)2Cr207. Skupina NH 4 sa nazýva amónium, valencia tejto skupiny je konštantná. Názov soli: dvojchróman amónny (dvojchróman).
Vo vyššie uvedených príkladoch sme sa stretli len s tzv. stredné alebo normálne soli. Kyslé, zásadité, podvojné a komplexné soli, soli organických kyselín tu nebudeme rozoberať.
Ak vás zaujíma nielen názvoslovie solí, ale aj spôsoby ich prípravy a chemické vlastnosti, odporúčam vám pozrieť si príslušné časti chemickej referenčnej knihy: "
| Bez kyslíka: | Zásaditosť | Názov soli |
| HCl - chlorovodíková (chlorovodíková) | jednosýtny | chlorid |
| HBr - bromovodíková | jednosýtny | bromid |
| HI - hydrojodid | jednosýtny | jodid |
| HF - fluorovodík (fluorovodík) | jednosýtny | fluorid |
| H 2 S - sírovodík | dibázický | sulfid |
| Obsah kyslíka: | ||
| HNO 3 – dusík | jednosýtny | dusičnan |
| H 2 SO 3 - sírová | dibázický | siričitan |
| H 2 SO 4 – sírová | dibázický | sulfát |
| H 2 CO 3 - uhlie | dibázický | uhličitan |
| H 2 SiO 3 - kremík | dibázický | silikát |
| H 3 PO 4 - ortofosforečná | tribasic | ortofosfát |
Soli – komplexné látky, ktoré pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov. Toto je najpočetnejšia trieda anorganických zlúčenín.
Klasifikácia. Podľa zloženia a vlastností: stredné, kyslé, zásadité, dvojité, zmiešané, komplexné
Stredné soli sú produkty úplného nahradenia atómov vodíka viacsýtnej kyseliny atómami kovov.
Pri disociácii vznikajú iba katióny kovov (alebo NH 4 +). Napríklad:
Na2S04®2Na++SO
CaCl2® Ca2+ + 2Cl -
Kyslé soli sú produkty neúplného nahradenia atómov vodíka viacsýtnej kyseliny atómami kovov.
Po disociácii vytvárajú katióny kovov (NH 4 +), vodíkové ióny a anióny zvyšku kyseliny, napríklad:
NaHC03® Na+ + HCO « H + +CO.
Zásadité soli sú produkty neúplného nahradenia OH skupín - zodpovedajúcej zásady kyslými zvyškami.
Po disociácii poskytujú kovové katióny, hydroxylové anióny a kyslý zvyšok.
Zn(OH)Cl®+ + Cl- « Zn2+ + OH- + Cl-.
Dvojité soli obsahujú dva katióny kovov a po disociácii poskytujú dva katióny a jeden anión.
KAl(S04)2® K+ + Al3+ + 2SO
Komplexné soli obsahujú komplexné katióny alebo anióny.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Genetický vzťah medzi rôznymi triedami zlúčenín
EXPERIMENTÁLNA ČASŤ
Vybavenie a náčinie: stojan so skúmavkami, práčka, liehová lampa.
Činidlá a materiály: červený fosfor, oxid zinočnatý, Zn granule, hasené vápno prášok Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 roztoky NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, univerzálny indikátorový papierik, roztok fenolftaleínu, metyloranž, destilovaná voda.
Zákazka
1. Nalejte oxid zinočnatý do dvoch skúmaviek; do jednej pridajte kyslý roztok (HCl alebo H 2 SO 4) a do druhej alkalický roztok (NaOH alebo KOH) a mierne zahrejte na alkoholovej lampe.
Pripomienky: Rozpúšťa sa oxid zinočnatý v kyslom a alkalickom roztoku?
Napíšte rovnice
Závery: 1.K akému typu oxidu patrí ZnO?
2. Aké vlastnosti majú amfotérne oxidy?
Príprava a vlastnosti hydroxidov
2.1. Špičku univerzálneho indikátorového prúžku ponorte do alkalického roztoku (NaOH alebo KOH). Porovnajte výslednú farbu indikátorového prúžku so štandardnou farebnou stupnicou.
Pripomienky: Zaznamenajte hodnotu pH roztoku.
2.2. Vezmite štyri skúmavky, do prvej nalejte 1 ml roztoku ZnSO 4, do druhej CuSO 4, do tretej AlCl 3 a do štvrtej FeCl 3. Do každej skúmavky pridajte 1 ml roztoku NaOH. Napíšte pozorovania a rovnice pre prebiehajúce reakcie.
Pripomienky: Vyskytuje sa zrážanie, keď sa do roztoku soli pridá zásada? Uveďte farbu sedimentu.
Napíšte rovnice prebiehajúce reakcie (v molekulárnej a iónovej forme).
Závery: Ako možno pripraviť hydroxidy kovov?
2.3. Preneste polovicu sedimentov získaných v experimente 2.2 do iných skúmaviek. Jedna časť sedimentu sa spracuje roztokom H 2 SO 4 a druhá roztokom NaOH.
Pripomienky: Dochádza k rozpúšťaniu zrazeniny, keď sa k zrazenine pridá zásada a kyselina?
Napíšte rovnice prebiehajúce reakcie (v molekulárnej a iónovej forme).
Závery: 1.Aké typy hydroxidov sú Zn(OH)2, Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)3?
2. Aké vlastnosti majú amfotérne hydroxidy?
Získavanie solí.
3.1. Do skúmavky nalejte 2 ml roztoku CuSO 4 a do tohto roztoku ponorte očistený necht. (Reakcia je pomalá, zmeny na povrchu nechtu sa prejavia po 5-10 minútach).
Pripomienky: Existujú nejaké zmeny na povrchu nechtu? Čo sa ukladá?
Napíšte rovnicu pre redoxnú reakciu.
Závery: Berúc do úvahy rozsah kovových napätí, uveďte spôsob získavania solí.
3.2. Vložte jednu zinkovú granulu do skúmavky a pridajte roztok HCl.
Pripomienky: Existuje nejaký vývoj plynu?
Napíšte rovnicu
Závery: Vysvetlite tento spôsob získavania solí?
3.3. Nalejte trochu prášku z haseného vápna Ca(OH) 2 do skúmavky a pridajte roztok HCl.
Pripomienky: Existuje vývoj plynu?
Napíšte rovnicu prebiehajúca reakcia (v molekulárnej a iónovej forme).
Záver: 1. Aký typ reakcie je interakcia medzi hydroxidom a kyselinou?
2.Aké látky sú produktom tejto reakcie?
3.5. Nalejte 1 ml soľných roztokov do dvoch skúmaviek: do prvej - síran meďnatý, do druhej - chlorid kobaltnatý. Pridajte do oboch skúmaviek kvapka po kvapke roztoku hydroxidu sodného až do vytvorenia zrazeniny. Potom pridajte prebytočnú zásadu do oboch skúmaviek.
Pripomienky: Uveďte zmeny farby precipitácie v reakciách.
Napíšte rovnicu prebiehajúca reakcia (v molekulárnej a iónovej forme).
Záver: 1. V dôsledku akých reakcií vznikajú zásadité soli?
2. Ako môžete previesť základné soli na stredné soli?
Testovacie úlohy:
1. Z uvedených látok vypíšte vzorce solí, zásad, kyselín: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH)2, NH3, Na2C03, K3P04.
2. Uveďte vzorce oxidov zodpovedajúce uvedeným látkam 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 3, Ge(OH)4.
3. Ktoré hydroxidy sú amfotérne? Napíšte reakčné rovnice charakterizujúce amfoterickosť hydroxidu hlinitého a hydroxidu zinočnatého.
4. Ktorá z nasledujúcich zlúčenín bude interagovať v pároch: P 2 O 5, NaOH, ZnO, AgNO 3, Na 2 CO 3, Cr(OH) 3, H 2 SO 4. Napíšte rovnice možných reakcií.
Laboratórna práca č. 2 (4 hod.)
Predmet: Kvalitatívna analýza katiónov a aniónov
Cieľ: ovládať techniku vedenia kvalitatívnych a skupinových reakcií na katióny a anióny.
TEORETICKÁ ČASŤ
Hlavnou úlohou kvalitatívnej analýzy je zistiť chemické zloženie látok nachádzajúcich sa v rôznych objektoch (biologické materiály, lieky, potraviny, objekty životného prostredia). Táto práca sa zaoberá kvalitatívnou analýzou anorganických látok, ktoré sú elektrolytmi, t.j. v podstate kvalitatívnou analýzou iónov. Z celého súboru vyskytujúcich sa iónov boli vybrané z medicínskeho a biologického hľadiska najvýznamnejšie: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO atď.). Mnohé z týchto iónov sa nachádzajú v rôznych liekoch a potravinách.
V kvalitatívnej analýze sa nepoužívajú všetky možné reakcie, ale iba tie, ktoré sú sprevádzané jasným analytickým účinkom. Najbežnejšie analytické účinky: objavenie sa novej farby, uvoľňovanie plynu, tvorba zrazeniny.
Existujú dva zásadne odlišné prístupy ku kvalitatívnej analýze: zlomkové a systematické . V systematickej analýze sa skupinové činidlá nevyhnutne používajú na oddelenie prítomných iónov do samostatných skupín a v niektorých prípadoch do podskupín. Na tento účel sa časť iónov premení na nerozpustné zlúčeniny a časť iónov sa ponechá v roztoku. Po oddelení zrazeniny od roztoku sa tieto analyzujú oddelene.
Napríklad roztok obsahuje ióny Al 3+, Fe 3+ a Ni 2+. Ak je tento roztok vystavený nadbytku alkálie, vyzráža sa zrazenina Fe(OH) 3 a Ni(OH) 2 a v roztoku zostanú ióny [A1(OH) 4 ] -. Zrazenina obsahujúca hydroxidy železa a niklu sa čiastočne rozpustí pri spracovaní s amoniakom v dôsledku prechodu na roztok 2+. S použitím dvoch činidiel - alkálie a amoniaku sa teda získali dva roztoky: jeden obsahoval ióny [A1(OH) 4 ] -, druhý obsahoval 2+ ióny a zrazeninu Fe(OH) 3 . Pomocou charakteristických reakcií sa potom v roztokoch a v zrazenine dokazuje prítomnosť určitých iónov, ktoré je potrebné najskôr rozpustiť.
Systematická analýza sa používa hlavne na detekciu iónov v komplexných viaczložkových zmesiach. Je veľmi náročná na prácu, no jej výhoda spočíva v ľahkej formalizácii všetkých úkonov, ktoré zapadajú do prehľadnej schémy (metodiky).
Na vykonanie frakčnej analýzy sa používajú iba charakteristické reakcie. Je zrejmé, že prítomnosť iných iónov môže výrazne skresliť výsledky reakcie (prekrývajúce sa farby, nežiaduce zrážky atď.). Aby sa tomu zabránilo, frakčná analýza využíva hlavne vysoko špecifické reakcie, ktoré poskytujú analytický efekt s malým počtom iónov. Pre úspešné reakcie je veľmi dôležité udržiavať určité podmienky, najmä pH. Veľmi často je pri frakčnej analýze potrebné uchýliť sa k maskovaniu, to znamená konvertovať ióny na zlúčeniny, ktoré nie sú schopné vyvolať analytický účinok s vybraným činidlom. Napríklad dimetylglyoxím sa používa na detekciu iónov niklu. Ión Fe2+ poskytuje podobný analytický účinok ako toto činidlo. Na detekciu Ni2+ sa ión Fe2+ prenesie do stabilného fluoridového komplexu 4- alebo sa oxiduje na Fe3+, napríklad peroxidom vodíka.
Frakčná analýza sa používa na detekciu iónov v jednoduchších zmesiach. Čas analýzy sa výrazne skráti, ale zároveň sa od experimentátora vyžaduje hlbšia znalosť zákonitostí chemických reakcií, pretože je dosť ťažké vziať do úvahy v jednej konkrétnej technike všetky možné prípady vzájomného vplyvu iónov na charakter pozorovaných analytických účinkov.
V analytickej praxi sa používa tzv zlomkovo-systematické metóda. Pri tomto prístupe sa používa minimálny počet skupinových činidiel, čo umožňuje načrtnúť taktiku analýzy vo všeobecnosti, ktorá sa potom uskutočňuje pomocou frakčnej metódy.
Podľa techniky vedenia analytických reakcií sa rozlišujú reakcie: sedimentárne; mikrokryštalické; sprevádzané uvoľňovaním plynných produktov; vykonávané na papieri; extrakcia; farebné v roztokoch; farbenie plameňom.
Pri uskutočňovaní sedimentačných reakcií sa musí zaznamenať farba a povaha zrazeniny (kryštalická, amorfná); v prípade potreby sa vykonajú dodatočné testy: zrazenina sa kontroluje na rozpustnosť v silných a slabých kyselinách, zásadách a amoniaku a nadbytku činidla. Pri vykonávaní reakcií sprevádzaných uvoľňovaním plynu sa zaznamenáva jeho farba a vôňa. V niektorých prípadoch sa vykonávajú dodatočné testy.
Napríklad, ak existuje podozrenie, že uvoľnený plyn je oxid uhoľnatý (IV), prechádza nadbytkom vápennej vody.
Vo frakčných a systematických analýzach sa široko používajú reakcie, počas ktorých sa objaví nová farba, najčastejšie sú to komplexačné reakcie alebo redoxné reakcie.
V niektorých prípadoch je vhodné uskutočniť takéto reakcie na papieri (kvapkové reakcie). Činidlá, ktoré sa za normálnych podmienok nerozkladajú, sa na papier nanesú vopred. Na detekciu sírovodíka alebo sírovodíkových iónov sa teda používa papier impregnovaný dusičnanom olovnatým [stmavnutie nastáva v dôsledku tvorby sulfidu olovnatého]. Mnoho oxidačných činidiel sa deteguje pomocou jódového škrobového papiera, t.j. papier namočený v roztokoch jodidu draselného a škrobu. Vo väčšine prípadov sa počas reakcie na papier nanášajú potrebné činidlá, napríklad alizarín pre ión A1 3+, kuprón pre ión Cu 2+ atď. Na zvýraznenie farby sa niekedy používa extrakcia do organického rozpúšťadla. Na predbežné testy sa používajú plameňové farebné reakcie.
Sú to látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.
Kyseliny sú klasifikované podľa ich sily, podľa ich zásaditosti a podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v kyseline.
Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.
Podľa prítomnosti kyslíka rozlišovať medzi kyselinami obsahujúcimi kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a bezkyslíkatých kyselín ( 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, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.
Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku pridaním slova „kyselina“. V tomto prípade názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3As04 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „vajcovité“ ( HCl03 - kyselina chloristá), „tuhá“ ( HCl02 - kyselina chlórna, „vajcovité“ ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, pričom je iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „iste“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).
Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli
|
Kyselina |
Názvy zodpovedajúcich normálnych solí |
|
|
názov |
Vzorec |
|
|
Dusík |
HNO3 |
Dusičnany |
|
Dusíkatý |
HNO2 |
Dusitany |
|
Boric (ortoborický) |
H3BO3 |
boritany (ortoboritany) |
|
bromovodíkový |
Bromides |
|
|
Hydrojodid |
Jodidy |
|
|
Silikón |
H2Si03 |
Silikáty |
|
mangán |
HMn04 |
Manganistan |
|
Metafosforečné |
HPO 3 |
Metafosfáty |
|
Arzén |
H3As04 |
Arzenáty |
|
Arzén |
H3As03 |
Arsenitany |
|
Ortofosforečná |
H3PO4 |
Ortofosfáty (fosfáty) |
|
Difosforečná (pyrofosforečná) |
H4P2O7 |
Difosfáty (pyrofosfáty) |
|
Dichrome |
H2Cr207 |
Dichromáty |
|
Sírový |
H2SO4 |
Sulfáty |
|
Síravý |
H2SO3 |
Sulfity |
|
Uhlie |
H2CO3 |
Uhličitany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfity |
|
fluorovodík (fluorovodík) |
Fluoridy |
|
|
chlorovodíková (soľ) |
Chloridy |
|
|
Chlór |
HCl04 |
Chloristany |
|
Chlorous |
HCl03 |
Chlorečnany |
|
Chlórny |
HClO |
Chlórnany |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Chromáty |
|
Kyanovodík (kyanický) |
Kyanid |
|
Získavanie kyselín
1. Bezkyslíkaté 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 = H2S04,
CO2 + H20 = H2C03,
P205 + H20 = 2 HPO3.
3. Kyslíky neobsahujúce aj kyslík obsahujúce kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:
BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,
CuS04 + H2S = H2S04 + CuS,
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.
4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na výrobu kyselín:
H202 + S02 = 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 = Na2S04 + 2H20,
2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20,
2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.
2. Schopnosť interakcie s niektorými kovmi v napäťových sériách až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. So soľami, ak sa vytvorí slabo rozpustná soľ alebo prchavá látka:
H2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02,
2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2S02+ 2H20.
Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a ľahkosť disociácie v každom kroku klesá; preto sa v prípade viacsýtnych kyselín namiesto stredných solí často vytvárajú kyslé soli (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + 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 prostriedku odstraňujúceho vodu P2O5):
H2S04 = H20 + SO3,
H2Si03 = H20 + Si02.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Kyseliny sú chemické zlúčeniny, ktoré sú schopné darovať elektricky nabitý vodíkový ión (katión) a tiež prijať dva interagujúce elektróny, čo vedie k vytvoreniu kovalentnej väzby.
V tomto článku sa pozrieme na hlavné kyseliny, ktoré sa študujú v stredných ročníkoch stredných škôl, a tiež sa dozvieme veľa zaujímavých faktov o širokej škále kyselín. Začnime.
Kyseliny: typy
V chémii existuje veľa rôznych kyselín, ktoré majú veľmi odlišné vlastnosti. Chemici rozlišujú kyseliny podľa obsahu kyslíka, prchavosti, rozpustnosti vo vode, pevnosti, stability a podľa toho, či patria do organickej alebo anorganickej triedy chemických zlúčenín. V tomto článku sa pozrieme na tabuľku, ktorá predstavuje najznámejšie kyseliny. Tabuľka vám pomôže zapamätať si názov kyseliny a jej chemický vzorec.
Takže všetko je jasne viditeľné. Táto tabuľka predstavuje najznámejšie kyseliny v chemickom priemysle. Tabuľka vám pomôže zapamätať si mená a vzorce oveľa rýchlejšie.
Kyselina sírovodík
H2S je kyselina sulfidová. Jeho zvláštnosť spočíva v tom, že je to tiež plyn. Sírovodík je veľmi zle rozpustný vo vode a tiež interaguje s mnohými kovmi. Kyselina sírovodík patrí do skupiny „slabých kyselín“, ktorých príklady zvážime v tomto článku.
H 2 S má mierne sladkú chuť a tiež veľmi silný zápach po zhnitých vajciach. V prírode sa nachádza v prírodných alebo sopečných plynoch a uvoľňuje sa aj pri rozpade bielkovín.
Vlastnosti kyselín sú veľmi rôznorodé, aj keď je kyselina v priemysle nepostrádateľná, môže byť veľmi škodlivá pre ľudské zdravie. Táto kyselina je pre človeka veľmi toxická. Pri vdýchnutí malého množstva sírovodíka človek pociťuje bolesť hlavy, silnú nevoľnosť a závraty. Ak osoba vdýchne veľké množstvo H2S, môže to viesť ku kŕčom, kóme alebo dokonca okamžitej smrti.
Kyselina sírová
H 2 SO 4 je silná kyselina sírová, s ktorou sa deti zoznamujú na hodinách chémie v 8. ročníku. Chemické kyseliny, ako je kyselina sírová, sú veľmi silné oxidačné činidlá. H 2 SO 4 pôsobí ako oxidačné činidlo na mnohé kovy, ako aj zásadité oxidy.
H 2 SO 4 pri kontakte s pokožkou alebo odevom spôsobuje chemické popáleniny, ale nie je taká toxická ako sírovodík.
Kyselina dusičná
Silné kyseliny sú v našom svete veľmi dôležité. Príklady takýchto kyselín: HCl, H2S04, HBr, HN03. HNO 3 je dobre známa kyselina dusičná. Našiel široké uplatnenie v priemysle, ale aj v poľnohospodárstve. Používa sa na výrobu rôznych hnojív, v šperkoch, pri tlači fotografií, pri výrobe liekov a farbív, ako aj vo vojenskom priemysle.
Chemické kyseliny, ako je kyselina dusičná, sú pre telo veľmi škodlivé. Pary HNO 3 zanechávajú vredy, spôsobujú akútne zápaly a podráždenie dýchacích ciest.
Kyselina dusitá
Kyselina dusitá sa často zamieňa s kyselinou dusičnou, no je medzi nimi rozdiel. Faktom je, že je oveľa slabší ako dusík, má úplne iné vlastnosti a účinky na ľudský organizmus.
HNO 2 našla široké uplatnenie v chemickom priemysle.
Kyselina fluorovodíková
Kyselina fluorovodíková (alebo fluorovodík) je roztok H 2 O s HF. Vzorec kyseliny je HF. Kyselina fluorovodíková sa veľmi aktívne používa v priemysle hliníka. Používa sa na rozpúšťanie kremičitanov, leptanie kremíka a silikátového skla.
Fluorovodík je pre ľudský organizmus veľmi škodlivý a v závislosti od jeho koncentrácie môže byť miernym narkotikom. Ak sa dostane do kontaktu s pokožkou, spočiatku nedochádza k žiadnym zmenám, no po niekoľkých minútach sa môže objaviť ostrá bolesť a chemické poleptanie. Kyselina fluorovodíková je veľmi škodlivá pre životné prostredie.
Kyselina chlorovodíková
HCl je chlorovodík a je to silná kyselina. Chlorovodík si zachováva vlastnosti kyselín patriacich do skupiny silných kyselín. Kyselina je priehľadná a bezfarebná, ale na vzduchu dymí. Chlorovodík je široko používaný v metalurgickom a potravinárskom priemysle.
Táto kyselina spôsobuje chemické popáleniny, no obzvlášť nebezpečné je dostať sa do očí.
Kyselina fosforečná
Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) je svojimi vlastnosťami slabá kyselina. Ale aj slabé kyseliny môžu mať vlastnosti silných. Napríklad H 3 PO 4 sa v priemysle používa na obnovu železa z hrdze. Okrem toho je kyselina fosforečná (alebo ortofosforečná) široko používaná v poľnohospodárstve - vyrába sa z nej veľa rôznych hnojív.
Vlastnosti kyselín sú veľmi podobné – takmer každá z nich je pre ľudský organizmus veľmi škodlivá, H 3 PO 4 nie je výnimkou. Napríklad táto kyselina tiež spôsobuje ťažké chemické popáleniny, krvácanie z nosa a odlupovanie zubov.
Kyselina uhličitá
H 2 CO 3 je slabá kyselina. Získava sa rozpustením CO 2 (oxid uhličitý) v H 2 O (voda). Kyselina uhličitá sa používa v biológii a biochémii.
Hustota rôznych kyselín
Hustota kyselín zaujíma dôležité miesto v teoretickej a praktickej časti chémie. Vďaka znalosti hustoty môžete určiť koncentráciu konkrétnej kyseliny, vyriešiť problémy s chemickým výpočtom a pridať správne množstvo kyseliny na dokončenie reakcie. Hustota akejkoľvek kyseliny sa mení v závislosti od koncentrácie. Napríklad, čím vyššie je percento koncentrácie, tým vyššia je hustota.
Všeobecné vlastnosti kyselín
Absolútne všetky kyseliny sú (to znamená, že pozostávajú z niekoľkých prvkov periodickej tabuľky) a vo svojom zložení nevyhnutne zahŕňajú H (vodík). Ďalej sa pozrieme na to, ktoré sú bežné:
- Všetky kyseliny obsahujúce kyslík (vo vzorci, v ktorom je prítomný O) tvoria pri rozklade vodu a tiež kyseliny bez kyslíka sa rozkladajú na jednoduché látky (napríklad 2HF sa rozkladá na F 2 a H 2).
- Oxidujúce kyseliny reagujú so všetkými kovmi v sérii aktivity kovov (iba s tými, ktoré sa nachádzajú naľavo od H).
- Interagujú s rôznymi soľami, ale len s tými, ktoré boli tvorené ešte slabšou kyselinou.
Kyseliny sa navzájom výrazne líšia svojimi fyzikálnymi vlastnosťami. Koniec koncov, môžu mať zápach alebo nie, a tiež môžu byť v rôznych fyzikálnych stavoch: kvapalné, plynné a dokonca aj pevné. Tuhé kyseliny sú veľmi zaujímavé na štúdium. Príklady takýchto kyselín: C2H204 a H3BO3.
Koncentrácia
Koncentrácia je hodnota, ktorá určuje kvantitatívne zloženie akéhokoľvek roztoku. Napríklad chemici často potrebujú určiť, koľko čistej kyseliny sírovej je prítomnej v zriedenej kyseline H2SO4. Za týmto účelom nalejú malé množstvo zriedenej kyseliny do odmerky, odvážia ju a určia koncentráciu pomocou tabuľky hustoty. Koncentrácia kyselín úzko súvisí s hustotou, často sa pri určovaní koncentrácie vyskytujú problémy s výpočtom, pri ktorých je potrebné určiť percento čistej kyseliny v roztoku.
Klasifikácia všetkých kyselín podľa počtu atómov H v ich chemickom vzorci
Jednou z najpopulárnejších klasifikácií je rozdelenie všetkých kyselín na jednosýtne, dvojsýtne a podľa toho na trojsýtne kyseliny. Príklady jednosýtnych kyselín: HNO 3 (dusičná), HCl (chlorovodíková), HF (fluorovodíková) a iné. Tieto kyseliny sa nazývajú jednosýtne, keďže obsahujú iba jeden atóm H. Takýchto kyselín je veľa, nedá sa zapamätať úplne každú. Musíte si len pamätať, že kyseliny sú klasifikované podľa počtu atómov H v ich zložení. Dvojsýtne kyseliny sú definované podobne. Príklady: H 2 SO 4 (sírová), H 2 S (sírovodík), H 2 CO 3 (uhlie) a iné. Trojsýtna: H3P04 (fosforečná).
Základná klasifikácia kyselín
Jednou z najpopulárnejších klasifikácií kyselín je ich rozdelenie na kyslík obsahujúce a bezkyslíkaté. Ako si bez znalosti chemického vzorca látky zapamätať, že ide o kyselinu obsahujúcu kyslík?
Všetkým bezkyslíkatým kyselinám chýba dôležitý prvok O - kyslík, ale obsahujú H. Preto sa k ich názvu vždy viaže slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.
Ale môžete tiež napísať vzorec založený na názvoch kyselín obsahujúcich kyseliny. Napríklad, ak je počet atómov O v látke 4 alebo 3, potom sa k názvu vždy pridá prípona -n-, ako aj koncovka -aya-:
- H 2 SO 4 - síra (počet atómov - 4);
- H 2 SiO 3 - kremík (počet atómov - 3).
Ak má látka menej ako tri atómy kyslíka alebo tri, potom sa v názve používa prípona -ist-:
- HNO 2 - dusíkatá;
- H 2 SO 3 - sírová.
Všeobecné vlastnosti
Všetky kyseliny chutia kyslo a často jemne kovovo. Existujú však aj ďalšie podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.
Existujú látky nazývané indikátory. Indikátory menia svoju farbu, alebo farba zostáva, ale mení sa jej odtieň. K tomu dochádza, keď sú indikátory ovplyvnené inými látkami, napríklad kyselinami.
Príkladom zmeny farby je taký známy produkt ako čaj a kyselina citrónová. Keď sa do čaju pridá citrón, čaj sa postupne začne citeľne rozjasňovať. Je to spôsobené tým, že citrón obsahuje kyselinu citrónovú.
Sú aj iné príklady. Lakmus, ktorý má v neutrálnom prostredí fialovú farbu, po pridaní kyseliny chlorovodíkovej sčervenie.
Keď sú napätia v sérii napätia pred vodíkom, uvoľňujú sa bubliny plynu - H. Ak sa však kov, ktorý je v sérii napätia po H, umiestni do skúmavky s kyselinou, potom nedôjde k žiadnej reakcii, nedôjde k žiadnej vývoj plynu. Meď, striebro, ortuť, platina a zlato teda nereagujú s kyselinami.
V tomto článku sme preskúmali najznámejšie chemické kyseliny, ako aj ich hlavné vlastnosti a rozdiely.
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 +).
Iná 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 (priemer) |
|---|---|---|---|
| HF | fluorovodík (fluorovodík) | F − | Fluoridy |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | Cl - | Chloridy |
| HBr | bromovodíkový | Br− | Bromides |
| AHOJ | Hydrojodid | Ja - | Jodidy |
| H2S | Sírovodík | S 2- | Sulfidy |
| H2SO3 | Síravý | SO 3 2 - | Sulfity |
| H2SO4 | Sírový | SO 4 2 - | Sulfáty |
| HNO2 | Dusíkatý | NO2- | Dusitany |
| HNO3 | Dusík | NIE 3 - | Dusičnany |
| H2Si03 | Silikón | Si032 - | Silikáty |
| HPO 3 | Metafosforečné | PO 3 - | Metafosfáty |
| H3PO4 | Ortofosforečná | PO 4 3 − | Ortofosfáty (fosfáty) |
| H4P2O7 | Pyrofosforečné (bifosforečné) | P2074- | Pyrofosfáty (difosfáty) |
| HMn04 | mangán | Mn04- | Manganistan |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 - | Chromáty |
| H2Cr207 | Dichrome | Cr2072 - | Dichrómany (bichromáty) |
| H2Se04 | Selén | Se042 - | selenáty |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoboráty |
| HClO | Chlórny | ClO – | Chlórnany |
| HCl02 | Chlorid | ClO2- | Chloritany |
| HCl03 | Chlorous | ClO3- | Chlorečnany |
| HCl04 | Chlór | ClO 4 - | Chloristany |
| H2CO3 | Uhlie | CO 3 3 - | Uhličitany |
| CH3COOH | Ocot | CH 3 COO − | Acetáty |
| HCOOH | Ant | HCOO - | Formiáty |
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 jednotlivo (100% forma), tak aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad H2SO4, HN03, H3P04, CH3COOH sú známe jednotlivo aj v roztokoch.
Mnohé kyseliny sú známe len v roztokoch. Sú to všetky halogenovodíky (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), uhličitá H 2 CO 3, kyselina sírová H 2 SO 3, čo sú roztoky plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmes HCl a H 2 O, kyselina uhličitá je zmes CO 2 a H 2 O. Je zrejmé, 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 charakteristík (tabuľka 7.2).
Tabuľka 7.2
Klasifikácia kyselín
| Klasifikačný znak | Kyslý typ | Príklady |
|---|---|---|
| Počet vodíkových iónov vytvorených po úplnej disociácii molekuly kyseliny | Monobase | HCl, HN03, CH3COOH |
| Dibasic | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Tribasic | H3PO4, H3As04 | |
| Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule | Obsahujúce kyslík (hydroxidy kyselín, oxokyseliny) | HNO2, H2Si03, H2SO4 |
| Bez kyslíka | HF, H2S, HCN | |
| Stupeň disociácie (sila) | Silné (úplne disociované, silné elektrolyty) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (zriedená), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Slabé (čiastočne disociované, slabé elektrolyty) | HF, HN02, H2S03, HCOOH, CH3COOH, H2SiO3, H2S, HCN, H3PO4, H3PO3, HClO, HClO2, H2CO3, H3BO 3, H2S04 (konc) | |
| Oxidačné vlastnosti | Oxidačné činidlá v dôsledku H+ iónov (podmienečne neoxidačné kyseliny) | HCl, HBr, HI, HF, H2S04 (zriedená), H3P04, CH3COOH |
| Oxidačné činidlá spôsobené aniónom (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 | Existovať 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 nadbytočných vodíkových katiónov H + (H 3 O +) v ich vodných roztokoch.
1. Vodné roztoky kyselín vplyvom nadbytku iónov H + menia farbu lakmusovej fialovej a metyloranžovej na červenú (fenolftaleín nemení farbu a 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 kapitolu 6).
Príklad 7.1. Na uskutočnenie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.
Riešenie. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:
BaO + H2S04 = BaS04↓ + H20
BaO + SO3 = BaSO4
Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:
BaO + SO2 = BaS03
Odpoveď: 3).
3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:
HCl + NH3 = NH4CI - chlorid amónny;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - síran amónny.
4. Neoxidačné kyseliny reagujú s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivít až po vodík za vzniku soli a uvoľňovania vodíka:
H2S04 (zriedená) + Fe = FeS04 + H2
2HCl + Zn = ZnCl2 = H2
Interakcia oxidačných kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovmi je veľmi špecifická a zvažuje sa 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 slabej kyseliny, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytláča slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:
Príklady reakcií:
2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02
H2CO3 + Na2SiO3 = Na2C03 + H2Si03 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H2S04 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4
Neinteragujú medzi sebou, napríklad KCl a H 2 SO 4 (zriedený), NaNO 3 a H 2 SO 4 (zriedený), 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:
CuS04 + H2S = CuS↓ + H2S04
3AgN03 (zriedený) + 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, môže dôjsť k reakcii medzi silnou kyselinou a soľou tvorenou inou silnou kyselinou:
BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Príklad 7.2. Uveďte riadok obsahujúci vzorce látok, ktoré reagujú s H 2 SO 4 (zriedená).
1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF;2) Cu(OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn(OH)2.
Riešenie. Všetky látky v riadku 4 interagujú s H2SO4 (zriedené):
Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H20 + SO2
Mg + H2S04 = 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 (!) solí, pretože sú prchavejšie ako H2SO4 (conc):
KCl (tv) + H2S04 (konc.) KHS04 + HCl
2KCl (s) + 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, reaguje:
3) KNO 3 (tv);
Riešenie. Obe kyseliny reagujú s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 P04 a iba H 2 SO 4 (konc.) reaguje s KNO 3 (tuhá látka).
Odpoveď: 3).
Spôsoby výroby kyselín sú veľmi rozmanité.
Anoxické kyseliny prijať:
- rozpustením príslušných plynov vo vode:
HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)
H2S (g) + H20 (1) → H2S (roztok)
- zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H2S04 (konc) = KHS04 + HCl
Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03
Kyslík obsahujúce kyseliny prijať:
- rozpustením príslušných kyslých oxidov vo vode, pričom stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (s výnimkou NO 2):
N205 + H20 = 2HN03
S03 + H20 = H2S04
P205 + 3H202H3P04
- oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:
S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20
- vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vyzráža zrazenina nerozpustná vo výsledných kyselinách):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (zriedený) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
- vytesnením 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
KClO4 (tv) + H2SO4 (konc.) KHS04 + HClO4
- vytesnenie slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:
Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 3CaS04↓ + 2H3P04
NaN02 + HCl = NaCl + HN02
K2Si03 + 2HBr = 2KBr + H2Si03 ↓
