| Anoxické: | Zásaditosť | Názov soli |
| HCl - chlorovodíková (chlorovodíková) | jednosložkový | chlorid |
| HBr - bromovodíková | jednosložkový | bromid |
| HI - hydrojodid | jednosložkový | jodid |
| HF - fluorovodíková (fluorovodíková) | jednosložkový | fluorid |
| H 2 S - sírovodík | dibázický | sulfid |
| Okysličený: | ||
| HNO 3 - dusík | jednosložkový | 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 | tripartita | ortofosfát |
Soli - komplexné látky, ktoré pozostávajú z atómov kovov a zvyškov kyselín. Toto je najpočetnejšia trieda anorganických zlúčenín.
Klasifikácia. Podľa zloženia a vlastností: stredná, kyslá, zásaditá, dvojitá, zmiešaná, komplexná
Stredné soli sú produkty úplného nahradenia atómov vodíka viacsýtnej kyseliny atómami kovov.
Pri disociácii vznikajú iba katióny kovov (alebo NH4+). Napríklad:
Na2S04®2Na++SO
CaCl2® Ca2+ + 2Cl -
Kyslé soli sú produkty neúplnej substitúcie atómov vodíka viacsýtnej kyseliny za atómy kovov.
Pri disociácii dávajú katióny kovov (NH 4 +), vodíkové ióny a anióny zvyšku kyseliny, napríklad:
NaHC03 ® Na + + HCO « H + + CO .
Zásadité soli sú produkty neúplnej substitúcie OH skupín - zodpovedajúca zásada pre kyslé zvyšky.
Pri disociácii vznikajú katióny kovov, hydroxylové anióny a kyslý zvyšok.
Zn(OH)Cl® + + Cl - « Zn2+ + OH - + Cl-.
podvojné 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: statív so skúmavkami, podložka, liehová lampa.
Činidlá a materiály: červený fosfor, oxid zinočnatý, Zn granule, práškové hasené vápno Ca (OH) 2, 1 mol / dm 3 roztoky NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, 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), do druhej alkalický roztok (NaOH alebo KOH) a mierne zahrejte na alkoholovej lampe.
Pripomienky: Rozpúšťa sa oxid zinočnatý v roztoku kyseliny a zásady?
Napíšte rovnice
Zistenia: 1. Do akého druhu oxidov 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 získanú farbu indikačného prúžku so štandardnou farebnou schémou.
Pripomienky: Zaznamenajte hodnotu pH roztoku.
2.2. Vezmite štyri skúmavky, do prvej nalejte 1 ml roztoku ZnSO 4, do druhej СuSO 4, do tretej AlCl 3, do štvrtej FeCl 3. Do každej skúmavky pridajte 1 ml roztoku NaOH. Napíšte pozorovania a rovnice pre reakcie, ktoré prebiehajú.
Pripomienky: Vyskytuje sa zrážanie, keď sa do roztoku soli pridá zásada? Uveďte farbu zrazeniny.
Napíšte rovnice prebiehajúce reakcie (v molekulárnej a iónovej forme).
Zistenia: Ako možno získať hydroxidy kovov?
2.3. Preneste polovicu precipitátov získaných v experimente 2.2 do iných skúmaviek. Na jednu časť zrazeniny pôsobíme roztokom H 2 SO 4 na druhú - roztokom NaOH.
Pripomienky: Rozpúšťa sa zrazenina, keď sa k zrážaniu pridá zásada a kyselina?
Napíšte rovnice prebiehajúce reakcie (v molekulárnej a iónovej forme).
Zistenia: 1. Aké typy hydroxidov sú Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Сu (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 vložte 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.
Zistenia: Berúc do úvahy množstvo napätí kovov, uveďte spôsob získavania solí.
3.2. Vložte jednu zinkovú granulu do skúmavky a pridajte roztok HCl.
Pripomienky: Dochádza k vývoju plynu?
Napíšte rovnicu
Zistenia: Vysvetlite tento spôsob získavania solí?
3.3. Do skúmavky nasypte trochu prášku haseného vápna Ca (OH) 2 a pridajte roztok HCl.
Pripomienky: Existuje vývoj plynu?
Napíšte rovnicu prebiehajúca reakcia (v molekulárnej a iónovej forme).
záver: 1. Aký typ reakcie predstavuje interakcia hydroxidu a kyseliny?
2. Aké látky sú produktom tejto reakcie?
3.5. Nalejte 1 ml soľných roztokov do dvoch skúmaviek: v prvej - síran meďnatý, v druhej - chlorid kobaltnatý. Pridajte do oboch skúmaviek kvapka po kvapke roztoku hydroxidu sodného až do vytvorenia zrazeniny. Potom pridajte nadbytok alkálie do oboch skúmaviek.
Pripomienky: Uveďte farebné zmeny precipitátov v reakciách.
Napíšte rovnicu prebiehajúca reakcia (v molekulárnej a iónovej forme).
záver: 1. V dôsledku akých reakcií vznikajú zásadité soli?
2. Ako možno zásadité soli premeniť na stredné soli?
Kontrolné 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. Ktoré z nasledujúcich zlúčenín budú interagovať v pároch: P 2 O 5, NaOH, ZnO, AgNO 3, Na 2 CO 3, Cr(OH) 3, H 2 SO 4. Zostavte rovnice možných reakcií.
Laboratórna práca č.2 (4 hod.)
Predmet: Kvalitatívna analýza katiónov a aniónov
Cieľ: osvojiť si techniku uskutočňovania 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). V tomto článku sa zaoberáme kvalitatívnou analýzou anorganických látok, ktoré sú elektrolytmi, t.j. v skutočnosti kvalitatívnou analýzou iónov. Z celkového počtu nájdených 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 výrazným analytickým efektom. Najbežnejšie analytické účinky sú: 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 prenesie do zloženia nerozpustných zlúčenín a časť iónov sa ponechá v roztoku. Po oddelení zrazeniny od roztoku sa tieto analyzujú oddelene.
Napríklad v roztoku sú ióny Al 3+, Fe 3+ a Ni 2+. Ak je tento roztok vystavený nadbytku alkálií, 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 po spracovaní s amoniakom čiastočne rozpustí v dôsledku prechodu na roztok 2+. Tak sa pomocou dvoch činidiel - alkálie a amoniaku získali dva roztoky: jeden obsahoval ióny [А1(OH) 4 ] -, druhý obsahoval ióny 2+ a zrazeninu Fe(OH) 3. Pomocou charakteristických reakcií sa dokazuje prítomnosť určitých iónov v roztokoch a v zrazenine, ktoré je potrebné najskôr rozpustiť.
Systematická analýza sa používa hlavne na detekciu iónov v komplexných viaczložkových zmesiach. Je časovo veľmi náročná, no jej výhoda spočíva v ľahkej formalizácii všetkých úkonov, ktoré zapadajú do prehľadnej schémy (metodiky).
Pre frakčnú analýzu sa používajú iba charakteristické reakcie. Je zrejmé, že prítomnosť iných iónov môže výrazne skresliť výsledky reakcie (nanášanie farieb na seba, nežiaduce zrážanie a pod.). 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 sa pri frakčnej analýze treba uchýliť k maskovaniu, t. j. konverzii iónov na zlúčeniny, ktoré nie sú schopné vyvolať analytický účinok so zvoleným činidlom. Napríklad dimetylglyoxím sa používa na detekciu iónu niklu. Podobný analytický účinok s týmto činidlom poskytuje ión Fe2+. Na detekciu Ni2+ sa ión Fe2+ premení na stabilný fluoridový komplex 4- alebo sa oxiduje na Fe3+, napríklad peroxidom vodíka.
Frakčná analýza sa používa na detekciu iónov v jednoduchších zmesiach. Čas analýzy sa výrazne skráti, avšak od experimentátora sa vyžaduje hlbšia znalosť zákonitostí chemických reakcií, pretože je dosť ťažké vziať do úvahy všetky možné prípady vzájomného vplyvu iónov na povahu pozorovaného analytického materiálu. účinky v jednej konkrétnej technike.
V analytickej praxi sa používa tzv zlomková systematickosť metóda. Pri tomto prístupe sa používa minimálny počet skupinových činidiel, čo umožňuje načrtnúť taktiku analýzy vo všeobecnosti, ktorá sa potom uskutočňuje frakčnou metódou.
Podľa techniky vykonávania 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 uskutočňovaní reakcií sprevádzaných vývojom plynu sa zaznamenáva jeho farba a vôňa. V niektorých prípadoch sa vykonávajú dodatočné testy.
Napríklad, ak sa predpokladá, že vyvíjaný plyn je oxid uhoľnatý (IV), prechádza nadbytkom vápennej vody.
Vo frakčnej a systematickej analýze sa široko používajú reakcie, počas ktorých sa objavuje 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. Takže na detekciu sírovodíka alebo sulfidových iónov sa používa papier impregnovaný dusičnanom olovnatým [stmavnutie nastáva v dôsledku tvorby sulfidu olovnatého]. Mnoho oxidačných činidiel sa deteguje pomocou škrobového jódového papiera, t.j. papier impregnovaný roztokmi 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.
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 len 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 také chemické zlúčeniny, ktoré sú schopné darovať elektricky nabitý vodíkový ión (katión), ako aj prijať dva interagujúce elektróny, v dôsledku čoho sa vytvorí kovalentná väzba.
V tomto článku sa pozrieme na hlavné kyseliny, ktoré sa študujú v stredných triedach základných škôl, a tiež sa dozvieme veľa zaujímavých faktov o širokej škále kyselín. Začnime.
Kyseliny: typy
V chémii existuje veľa rôznych kyselín, ktoré majú rôzne vlastnosti. Chemici rozlišujú kyseliny podľa obsahu kyslíka, prchavosti, rozpustnosti vo vode, pevnosti, stability, 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 názvy a vzorce oveľa rýchlejšie.
Kyselina sírová
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 sírová patrí do skupiny "slabých kyselín", ktorých príklady zvážime v tomto článku.
H 2 S má jemne sladkú chuť a veľmi silnú vôňu po zhnitých vajciach. V prírode sa nachádza v prírodných alebo sopečných plynoch a uvoľňuje sa aj pri hnilobe bielkovín.
Vlastnosti kyselín sú veľmi rôznorodé, aj keď je kyselina v priemysle nepostrádateľná, môže byť pre ľudské zdravie veľmi nezdravá. Táto kyselina je pre človeka vysoko toxická. Pri vdýchnutí malého množstva sírovodíka sa človek zobudí s bolesťou hlavy, začne silná nevoľnosť a závraty. Ak osoba vdýchne veľké množstvo H2S, môže to viesť ku kŕčom, kóme alebo dokonca k okamžitej smrti.
Kyselina sírová
H 2 SO 4 je silná kyselina sírová, s ktorou sa deti zoznamujú na hodinách chémie už v 8. ročníku. Chemické kyseliny ako 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 spôsobuje chemické popáleniny pri kontakte s pokožkou alebo odevom, 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 klenotníctve, vo fotografickej tlači, pri výrobe liekov a farbív, ako aj vo vojenskom priemysle.
Chemické kyseliny, ako je kyselina dusičná, sú pre telo veľmi škodlivé. Výpary 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. Rozpúšťa silikáty, leptá kremík, silikátové sklo.
Fluorovodík je pre ľudský organizmus veľmi škodlivý, v závislosti od koncentrácie môže ísť o ľahkú drogu. Pri kontakte s pokožkou najskôr 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. Vo vzhľade je kyselina priehľadná a bezfarebná, ale vo vzduchu dymí. Chlorovodík je široko používaný v metalurgickom a potravinárskom priemysle.
Táto kyselina spôsobuje chemické popáleniny, no obzvlášť nebezpečná je, ak sa dostane do očí.
Kyselina fosforečná
Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) je svojimi vlastnosťami slabá kyselina. Ale aj slabé kyseliny môžu mať vlastnosti silných. Napríklad H3PO4 sa používa v priemysle na obnovu železa z hrdze. Okrem toho je kyselina fosforečná (alebo fosforečná) široko používaná v poľnohospodárstve - vyrába sa z nej široká škála 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 spôsobuje aj ťažké chemické popáleniny, krvácanie z nosa a zubný kaz.
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 je možné určiť koncentráciu kyseliny, vyriešiť chemické problémy a pridať správne množstvo kyseliny na dokončenie reakcie. Hustota akejkoľvek kyseliny sa mení v závislosti od koncentrácie. Napríklad, čím väčšie je percento koncentrácie, tým väčšia je hustota.
Všeobecné vlastnosti kyselín
Absolútne všetky kyseliny sú (to znamená, že pozostávajú z niekoľkých prvkov periodickej tabuľky), pričom 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 anoxické kyseliny sa rozkladajú na jednoduché látky (napríklad 2HF sa rozkladá na F 2 a H 2).
- Oxidujúce kyseliny interagujú so všetkými kovmi v sérii aktivít kovov (iba s tými, ktoré sú umiestnené naľavo od H).
- Interagujú s rôznymi soľami, ale len s tými, ktoré boli tvorené ešte slabšou kyselinou.
Podľa fyzikálnych vlastností sa kyseliny navzájom výrazne líšia. Koniec koncov, môžu mať zápach a nemusia ho mať, rovnako ako môžu byť v rôznych agregovaných stavoch: kvapalné, plynné a dokonca aj pevné. Pevné kyseliny sú veľmi zaujímavé na štúdium. Príklady takýchto kyselín: C2H204 a H3BO3.
Koncentrácia
Koncentrácia je veličina, ktorá určuje kvantitatívne zloženie akéhokoľvek roztoku. Napríklad chemici často potrebujú určiť, koľko čistej kyseliny sírovej je v zriedenej kyseline H2SO4. Na tento účel nalejú do kadičky malé množstvo zriedenej kyseliny, odvážia ju a určia koncentráciu z tabuľky hustoty. Koncentrácia kyselín úzko súvisí s hustotou, často existujú výpočtové úlohy na určenie koncentrácie, kde 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 v ich zložení je prítomný iba jeden atóm H. Takýchto kyselín je veľa, nedá sa zapamätať úplne každú. Musíte si len pamätať, že kyseliny sú tiež 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 kyseliny obsahujúce kyslík a anoxické kyseliny. Ako si bez znalosti chemického vzorca látky zapamätať, že ide o kyselinu obsahujúcu kyslík?
Všetkým anoxickým kyselinám v zložení chýba dôležitý prvok O – kyslík, no v zložení je H. Preto sa k ich názvu vždy pripisuje slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.
Ale aj podľa názvov kyselín obsahujúcich kyseliny môžete napísať vzorec. 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 - sírová (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 iné podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.
Existujú látky, ktoré sa nazývajú indikátory. Indikátory menia svoju farbu, alebo farba zostáva, ale mení sa jej odtieň. Stáva sa to vtedy, keď na indikátory pôsobia niektoré iné látky, napríklad kyseliny.
Príkladom zmeny farby je taký produkt známy mnohým ako čaj a kyselina citrónová. Keď sa citrón hodí do čaju, čaj začne postupne citeľne zosvetľovať. Je to spôsobené tým, že citrón obsahuje kyselinu citrónovú.
Existujú aj iné príklady. Lakmus, ktorý má v neutrálnom prostredí fialovú farbu, sa po pridaní kyseliny chlorovodíkovej zmení na červenú.
Pri napätiach až do vodíka v sérii sa uvoľňujú plynové bubliny - H. Ak sa však kov, ktorý je v sérii napätia po H vloží do skúmavky s kyselinou, potom nedôjde k žiadnej reakcii, nedôjde k vývoju plynu . Meď, striebro, ortuť, platina a zlato teda nebudú reagovať s kyselinami.
V tomto článku sme skúmali 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 (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, HN03, 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 je nesprávne používať výraz „roztok kyseliny chlorovodíkovej“.
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 ↓
