Kyselina	zvyšok kyseliny
Vzorec	názov	Vzorec	názov
HBr	bromovodíkový	Br-	bromid
HBr03	bróm	BrO 3 -	bromičnan
HCN	kyanovodíkový (hydrokyanický)	CN-	kyanid
HCl	chlorovodíková (chlorovodíková)	Cl-	chlorid
HClO	chlórna	ClO-	chlórnan
HCl02	chlorid	ClO 2 -	chloritan
HCl03	chlór	ClO 3 -	chlorečnan
HCl04	chlorid	ClO 4 -	chloristan
H2CO3	uhlia	HCO 3 -	bikarbonát
CO 3 2–	uhličitan
H2C204	šťavelový	C 2 O 4 2–	oxalát
CH3COOH	octová	CH 3 COO -	acetát
H2CrO4	chróm	CrO 4 2–	chróman
H2Cr207	dichróm	Cr2O72–	dvojchróman
HF	fluorovodík (fluorovodík)	F-	fluorid
AHOJ	jodovodíkový	ja-	jodid
HIO 3	jód	IO3 -	jodičnan
H2MnO4	mangán	MnO 4 2–	manganistan
HMnO 4	mangán	MnO 4 -	manganistan
HNO 2	dusíkaté	NIE 2 -	dusitany
HNO3	dusičnan	NIE 3 -	dusičnan
H3PO3	fosforu	PO 3 3–	fosfit
H3PO4	fosforečnej	PO 4 3–	fosfát
HSCN	tiokyanát (tiokyanát)	SCN-	tiokyanát (tiokyanát)
H 2 S	sírovodík	S 2–	sulfid
H2SO3	sírové	SO 3 2–	siričitan
H2SO4	sírový	SO 4 2–	sulfát

Ukončiť aplikáciu.

Najčastejšie používané predpony v menách

Interpolácia referenčných hodnôt

Niekedy je potrebné zistiť hodnotu hustoty alebo koncentrácie, ktorá nie je uvedená v referenčných tabuľkách. Požadovaný parameter možno nájsť interpoláciou.

Príklad

Na prípravu roztoku HCl sa použila v laboratóriu dostupná kyselina, ktorej hustota bola stanovená hustomerom. Ukázalo sa, že sa rovná 1,082 g/cm3.

Podľa referenčnej tabuľky zistíme, že kyselina s hustotou 1,080 má hmotnostný zlomok 16,74% a s 1,085 - 17,45%. Na nájdenie hmotnostného zlomku kyseliny v existujúcom roztoku používame vzorec na interpoláciu:

kde index 1 znamená zriedenejší roztok a 2 - koncentrovanejší.

Predslov ………………………………….. …………………..……….. 3

1. Základné pojmy titračných metód analýzy…….7

2. Metódy a metódy titrácie……………………………………...9

3. Výpočet molárnej hmotnosti ekvivalentov.………………………16

4. Metódy vyjadrenia kvantitatívneho zloženia roztokov

v titrimetrii………………………………………………………..21

4.1. Riešenie typických problémov o spôsoboch vyjadrovania

kvantitatívne zloženie roztokov……………….……25

4.1.1. Výpočet koncentrácie roztoku podľa známej hmotnosti a objemu roztoku…………………………………………..26

4.1.1.1. Úlohy na samostatné riešenie...29

4.1.2. Konverzia jednej koncentrácie na inú………...30

4.1.2.1. Úlohy na samostatné riešenie...34

5. Metódy prípravy roztokov………………………………...36

5.1. Riešenie typických problémov pre prípravu riešení

rôznymi spôsobmi…………………………………..39

5.2. Úlohy na samostatné riešenie……………………….48

6. Výpočet výsledkov titračnej analýzy 51

6.1. Výpočet výsledkov priamej a substitúcie

titrácia ……………………………………………………… 51

6.2. Výpočet výsledkov spätnej titrácie 56

7. Neutralizačná metóda (acidobázická titrácia)……59

7.1. Príklady riešenia typických problémov………………………..68

7.1.1. Priama a substitučná titrácia …………………68

7.1.1.1. Úlohy na samostatné riešenie…73

7.1.2. Spätná titrácia………………………………..76

7.1.2.1. Úlohy na samostatné riešenie…77

8. Redoxná metóda (redoximetria)………...80

8.1. Úlohy na samostatné riešenie……………………….89

8.1.1. Redoxné reakcie 89

8.1.2. Výpočet výsledkov titrácie………………………...90

8.1.2.1. Substitučná titrácia …………………...90

8.1.2.2. Priama a spätná titrácia……..92

9. Metóda komplexácie; komplexometria ............94

9.1. Príklady riešenia typických problémov…………………………...102

9.2. Úlohy na samostatné riešenie………………………...104

10. Spôsob depozície………………………………………………………..106

10.1. Príklady riešenia typických problémov 110

10.2. Úlohy na samostatné riešenie………………..114

11. Individuálne úlohy pre titráciu

analytické metódy ……………………………………………………………… 117

11.1. Plán na realizáciu individuálnej úlohy…………117

11.2. Varianty jednotlivých úloh………………….123

Odpovede na úlohy ………………………………………………………… 124

Symboly……………………………………….…127

Dodatok………………………………………………………………...128

VZDELÁVACIE VYDANIE

ANALYTICKÁ CHÉMIA

Kyslé vzorce	Názvy kyselín	Názvy zodpovedajúcich solí
HCl04	chlorid	chloristany
HCl03	chlór	chlorečnany
HCl02	chlorid	chloritany
HClO	chlórna	chlórnany
H5IO6	jód	periodáty
HIO 3	jód	jodičnany
H2SO4	sírový	sírany
H2SO3	sírové	siričitany
H2S203	tiosírová	tiosírany
H2S406	tetrationová	tetrationáty
HNO3	dusičnan	dusičnany
HNO 2	dusíkaté	dusitany
H3PO4	ortofosforečnej	ortofosfáty
HPO 3	metafosforečné	metafosfáty
H3PO3	fosforu	fosfity
H3PO2	fosforu	fosfornany
H2CO3	uhlia	uhličitany
H2Si03	kremík	silikáty
HMnO 4	mangán	manganistanu
H2MnO4	mangán	manganáty
H2CrO4	chróm	chrómany
H2Cr207	dichróm	dichrómany
HF	fluorovodík (fluorovodík)	fluoridy
HCl	chlorovodíková (chlorovodíková)	chloridy
HBr	bromovodíkový	bromidy
AHOJ	jodovodíkový	jodidy
H 2 S	sírovodík	sulfidy
HCN	kyanovodíkový	kyanidy
HOCN	cyanická	kyanáty

V krátkosti vám na konkrétnych príkladoch pripomeniem, ako by sa soli mali správne pomenovať.

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 - zloženie soli zahŕňa 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: v názve soli by mala byť valencia kovu uvedená iba vtedy, ak má tento kov premenlivú mocnosť!

Príklad 3. Ba (ClO) 2 - zloženie soli zahŕňa 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 (bichromát).

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 nomenklatúra solí, ale aj spôsoby ich prípravy a chemické vlastnosti, odporúčam vám, aby ste si prečítali príslušné časti referenčnej knihy o chémii: "

Klasifikácia anorganických látok s príkladmi zlúčenín

Teraz analyzujme vyššie uvedenú klasifikačnú schému podrobnejšie.

Ako vidíme, v prvom rade sa všetky anorganické látky delia na jednoduché a komplexný:

jednoduché látky látky, ktoré sú tvorené atómami len jedného chemického prvku sa nazývajú. Jednoduchými látkami sú napríklad vodík H 2, kyslík O 2, železo Fe, uhlík C atď.

Medzi jednoduchými látkami sú kovy, nekovy a vzácne plyny:

Kovy sú tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod uhlopriečkou bór-astat, ako aj všetkými prvkami, ktoré sú vo vedľajších skupinách.

vzácnych plynov tvorené chemickými prvkami skupiny VIIIA.

nekovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad uhlopriečkou bór-astat, s výnimkou všetkých prvkov sekundárnych podskupín a vzácnych plynov nachádzajúcich sa v skupine VIIIA:

Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s názvami chemických prvkov, ktorých atómy sú tvorené. Pre mnohé chemické prvky je však fenomén alotropie rozšírený. Alotropia je jav, keď jeden chemický prvok je schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslík je možná existencia molekulárnych zlúčenín so vzorcami O2 a O3. Prvá látka sa zvyčajne nazýva kyslík rovnako ako chemický prvok, ktorého atómy sa tvoria, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Jednoduchá látka uhlík môže znamenať akúkoľvek jej alotropickú modifikáciu, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Jednoduchú látku fosfor môžeme chápať ako jej alotropné modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosfor, čierny fosfor.

Komplexné látky

komplexné látky Látky zložené z atómov dvoch alebo viacerých prvkov sa nazývajú.

Takže napríklad komplexné látky sú amoniak NH 3, kyselina sírová H 2 SO 4, hasené vápno Ca (OH) 2 a nespočetné množstvo ďalších.

Medzi komplexnými anorganickými látkami sa rozlišuje 5 hlavných tried, a to oxidy, zásady, amfotérne hydroxidy, kyseliny a soli:

oxidy - zložité látky tvorené dvoma chemickými prvkami, z ktorých jedným je kyslík v oxidačnom stave -2.

Všeobecný vzorec pre oxidy možno zapísať ako E x O y, kde E je symbol chemického prvku.

Nomenklatúra oxidov

Názov oxidu chemického prvku je založený na princípe:

Napríklad:

Fe203 - oxid železa (III); CuO, oxid meďnatý; N 2 O 5 - oxid dusnatý (V)

Často môžete nájsť informáciu, že valencia prvku je uvedená v zátvorkách, ale nie je to tak. Takže napríklad oxidačný stav dusíka N205 je +5 a valencia, napodiv, je štyri.

Ak má chemický prvok v zlúčeninách jediný pozitívny oxidačný stav, oxidačný stav sa neuvádza. Napríklad:

Na20 - oxid sodný; H20 - oxid vodíka; ZnO je oxid zinočnatý.

Klasifikácia oxidov

Oxidy sa podľa ich schopnosti tvoriť soli pri interakcii s kyselinami alebo zásadami delia na soľotvorné a nesolnotvorný.

Nesolnotvorných oxidov je málo, všetky sú tvorené nekovmi v oxidačnom stupni +1 a +2. Malo by sa pamätať na zoznam oxidov netvoriacich soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na Hlavná, kyslý a amfotérny.

Zásadité oxidy nazývané také oxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Medzi hlavné oxidy patria oxidy kovov v oxidačnom stupni +1 a +2, s výnimkou oxidov BeO, ZnO, SnO, PbO.

Oxidy kyselín nazývané také oxidy, ktoré pri interakcii so zásadami (alebo zásaditými oxidmi) tvoria soli. Kyslé oxidy sú takmer všetky oxidy nekovov s výnimkou nesolnotvorného CO, NO, N 2 O, SiO, ako aj všetkých oxidov kovov vo vysokom oxidačnom stupni (+5, +6 a +7).

amfotérne oxidy nazývané oxidy, ktoré môžu reagovať s kyselinami aj zásadami a v dôsledku týchto reakcií tvoria soli. Takéto oxidy majú dvojitú acidobázickú povahu, to znamená, že môžu vykazovať vlastnosti kyslých aj zásaditých oxidov. Medzi amfotérne oxidy patria oxidy kovov v oxidačnom stupni +3, +4 a výnimočne oxidy BeO, ZnO, SnO, PbO.

Niektoré kovy môžu tvoriť všetky tri typy oxidov tvoriacich soli. Napríklad chróm tvorí zásaditý oxid CrO, amfotérny oxid Cr203 a kyslý oxid CrO3.

Ako je možné vidieť, acidobázické vlastnosti oxidov kovov priamo závisia od stupňa oxidácie kovu v oxide: čím vyšší je stupeň oxidácie, tým výraznejšie sú kyslé vlastnosti.

základy

základy - zlúčeniny so vzorcom v tvare Me (OH) x, kde X najčastejšie sa rovná 1 alebo 2.

Základná klasifikácia

Bázy sa klasifikujú podľa počtu hydroxoskupín v jednej štruktúrnej jednotke.

Bázy s jednou hydroxoskupinou, t.j. typu MeOH, tzv jednoduché kyslé zásady s dvoma hydroxo skupinami, t.j. typ Me(OH)2, resp. dikyselina atď.

Zásady sa tiež delia na rozpustné (zásady) a nerozpustné.

Alkálie zahŕňajú výlučne hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj hydroxid tálitý TlOH.

Základná nomenklatúra

Názov nadácie je zostavený podľa nasledujúceho princípu:

Napríklad:

Fe (OH) 2 - hydroxid železitý,

Cu (OH) 2 - hydroxid meďnatý (II).

V prípadoch, keď má kov v komplexných látkach konštantný oxidačný stav, nie je potrebné ho uvádzať. Napríklad:

NaOH - hydroxid sodný,

Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý atď.

kyseliny

kyseliny - zložité látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť kovom.

Všeobecný vzorec kyselín možno napísať ako H x A, kde H sú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom, a A je zvyšok kyseliny.

Napríklad kyseliny zahŕňajú zlúčeniny ako H2S04, HCl, HN03, HN02 atď.

Klasifikácia kyselín

Podľa počtu atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom, sa kyseliny delia na:

- asi jednosýtne kyseliny HF, HCl, HBr, HI, HN03;

- d octové kyseliny: H2S04, H2S03, H2C03;

- t rebázické kyseliny: H3PO4, H3BO3.

Je potrebné poznamenať, že počet atómov vodíka v prípade organických kyselín najčastejšie neodráža ich zásaditosť. Napríklad kyselina octová so vzorcom CH 3 COOH napriek prítomnosti 4 atómov vodíka v molekule nie je štvor-, ale jednosýtna. Zásaditosť organických kyselín je určená počtom karboxylových skupín (-COOH) v molekule.

Tiež podľa prítomnosti kyslíka v molekulách kyselín sa delia na anoxické (HF, HCl, HBr atď.) a obsahujúce kyslík (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 atď.). Okysličené kyseliny sú tiež tzv oxokyseliny.

Môžete si prečítať viac o klasifikácii kyselín.

Názvoslovie kyselín a zvyškov kyselín

Mali by ste sa naučiť nasledujúci zoznam názvov a vzorcov kyselín a zvyškov kyselín.

V niektorých prípadoch môže niekoľko nasledujúcich pravidiel uľahčiť zapamätanie.

Ako je možné vidieť z vyššie uvedenej tabuľky, konštrukcia systematických názvov anoxických kyselín je nasledovná:

Napríklad:

HF, kyselina fluorovodíková;

HCl, kyselina chlorovodíková;

H 2 S - hydrosulfid kys.

Názvy zvyškov kyselín bezkyslíkatých kyselín sú zostavené podľa princípu:

Napríklad Cl - - chlorid, Br - - bromid.

Názvy kyselín s obsahom kyslíka sa získajú pridaním rôznych prípon a koncoviek k názvu kyselinotvorného prvku. Napríklad, ak má kyselinotvorný prvok v kyseline obsahujúcej kyslík najvyšší oxidačný stav, potom sa názov takejto kyseliny vytvorí takto:

Napríklad kyselina sírová H 2 S + 6 O 4, kyselina chrómová H 2 Cr + 6 O 4.

Všetky kyseliny obsahujúce kyslík možno tiež klasifikovať ako kyslé hydroxidy, pretože v ich molekulách sa nachádzajú hydroxoskupiny (OH). Napríklad to možno vidieť z nasledujúcich grafických vzorcov niektorých kyselín obsahujúcich kyslík:

Kyselina sírová sa teda môže inak nazývať hydroxid sírový (VI), kyselina dusičná - hydroxid dusíka (V), kyselina fosforečná - hydroxid fosforečný (V) atď. Číslo v zátvorke charakterizuje stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku. Takýto variant názvov kyselín obsahujúcich kyslík sa môže mnohým zdať mimoriadne nezvyčajný, občas sa však takéto názvy dajú nájsť v skutočných KIM Jednotnej štátnej skúšky z chémie v úlohách klasifikácie anorganických látok.

Amfotérne hydroxidy

Amfotérne hydroxidy - hydroxidy kovov s dvojakým charakterom, t.j. schopné vykazovať vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad.

Amfotérne sú hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +3 a +4 (rovnako ako oxidy).

Tiež zlúčeniny Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 a Pb (OH) 2 sú zahrnuté ako výnimky z amfotérnych hydroxidov, napriek stupňu oxidácie kovu v nich +2.

Pre amfotérne hydroxidy troj- a štvormocných kovov je možná existencia orto- a metaforiem, ktoré sa navzájom líšia jednou molekulou vody. Napríklad hydroxid hlinitý môže existovať v orto forme Al(OH)3 alebo v meta forme AlO(OH) (metahydroxid).

Keďže, ako už bolo spomenuté, amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad, ich vzorec a názov možno písať aj inak: buď ako zásada, alebo ako kyselina. Napríklad:

soľ

Takže napríklad soli zahŕňajú zlúčeniny ako KCl, Ca(N03)2, NaHC03 atď.

Vyššie uvedená definícia popisuje zloženie väčšiny solí, existujú však soli, ktoré pod ňu nespadajú. Napríklad namiesto katiónov kovov môže soľ obsahovať amónne katióny alebo ich organické deriváty. Tie. soli zahŕňajú zlúčeniny, ako je napríklad (NH4)2S04 (síran amónny), + Cl - (chlorid metylamónny) atď.

Klasifikácia soli

Na druhej strane možno soli považovať za produkty substitúcie vodíkových katiónov H + v kyseline za iné katióny, alebo za produkty substitúcie hydroxidových iónov v zásadách (alebo amfotérnych hydroxidoch) za iné anióny.

Pri úplnej substitúcii, tzv stredná alebo normálne soľ. Napríklad pri úplnom nahradení vodíkových katiónov v kyseline sírovej katiónmi sodnými vzniká priemerná (normálna) soľ Na 2 SO 4 a pri úplnom nahradení hydroxidových iónov v zásade Ca(OH) 2 zvyškami kyselín, napr. dusičnanové ióny tvoria priemernú (normálnu) soľ Ca(NO3)2.

Soli získané neúplným nahradením vodíkových katiónov v dvojsýtnej (alebo viacerých) kyseline katiónmi kovov sa nazývajú kyslé soli. Takže pri neúplnom nahradení vodíkových katiónov v kyseline sírovej katiónmi sodíka sa vytvorí kyslá soľ NaHS04.

Soli, ktoré vznikajú neúplnou substitúciou hydroxidových iónov v dvojkyslých (alebo viacerých) zásadách, sa nazývajú zásadité. o soli. Napríklad pri neúplnom nahradení hydroxidových iónov v Ca (OH) 2 zásade dusičnanovými iónmi vzniká zásaditá očíra soľ Ca(OH)NO 3 .

Soli pozostávajúce z katiónov dvoch rôznych kovov a aniónov zvyškov kyselín iba jednej kyseliny sa nazývajú podvojné soli. Napríklad dvojité soli sú KNaC03, KMgCl3 atď.

Ak je soľ tvorená jedným typom katiónu a dvoma typmi zvyškov kyselín, nazývame takéto soli zmiešané. Napríklad zmiešané soli sú zlúčeniny Ca(OCl)Cl, CuBrCl atď.

Existujú soli, ktoré nespadajú pod definíciu solí ako produkty substitúcie vodíkových katiónov v kyselinách za katióny kovov alebo produkty substitúcie hydroxidových iónov v zásadách za anióny zvyškov kyselín. Ide o komplexné soli. Napríklad komplexné soli sú tetrahydroxozinkat sodný a tetrahydroxoaluminát so vzorcami Na2 a Na. Komplexné soli rozoznajte okrem iných najčastejšie podľa prítomnosti hranatých zátvoriek vo vzorci. Treba si však uvedomiť, že na to, aby bola látka klasifikovaná ako soľ, jej zloženie musí obsahovať akékoľvek katióny okrem (alebo namiesto) H + a z aniónov musia byť okrem (resp. namiesto) OH -. Napríklad zlúčenina H2 nepatrí do triedy komplexných solí, pretože pri jej disociácii od katiónov sú v roztoku prítomné iba vodíkové katióny H+. Podľa typu disociácie by táto látka mala byť skôr klasifikovaná ako komplexná kyselina bez kyslíka. Podobne zlúčenina OH nepatrí medzi soli, pretože táto zlúčenina pozostáva z katiónov + a hydroxidových iónov OH -, t.j. treba to považovať za komplexný základ.

Názvoslovie soli

Nomenklatúra stredných a kyslých solí

Názov stredných a kyslých solí je založený na princípe:

Ak je stupeň oxidácie kovu v komplexných látkach konštantný, potom to nie je uvedené.

Názvy kyslých zvyškov boli uvedené vyššie pri zvažovaní nomenklatúry kyselín.

Napríklad,

Na2S04 - síran sodný;

NaHS04 - hydrosíran sodný;

CaC03 - uhličitan vápenatý;

Ca (HCO 3) 2 - hydrogénuhličitan vápenatý atď.

Nomenklatúra zásaditých solí

Názvy hlavných solí sú zostavené podľa princípu:

Napríklad:

(CuOH)2C03 - hydroxokarbonát meďnatý;

Fe (OH) 2 NO 3 - dihydroxonitrát železitý.

Nomenklatúra komplexných solí

Názvoslovie komplexných zlúčenín je oveľa komplikovanejšie a na úspešné absolvovanie skúšky nepotrebujete veľa vedieť z nomenklatúry komplexných solí.

Mali by sme vedieť pomenovať komplexné soli získané interakciou alkalických roztokov s amfotérnymi hydroxidmi. Napríklad:

*Rovnaké farby vo vzorci a názve označujú zodpovedajúce prvky vzorca a názov.

Triviálne názvy anorganických látok

Pod triviálnymi názvami sa rozumejú názvy látok, ktoré nesúvisia, alebo len slabo súvisia s ich zložením a štruktúrou. Triviálne názvy sú spravidla dané buď historickými dôvodmi, alebo fyzikálnymi či chemickými vlastnosťami týchto zlúčenín.

Zoznam triviálnych názvov anorganických látok, ktoré potrebujete vedieť:

Na 3	kryolit
Si02	kremeň, oxid kremičitý
FeS 2	pyrit, pyrit železa
CaS04.2H20	sadra
CaC2	karbid vápnika
Al4C3	karbid hliníka
KOH	žieravina potaš
NaOH	lúh sodný, lúh sodný
H202	peroxid vodíka
CuS04.5H20	modrý vitriol
NH4CI	amoniak
CaCO3	krieda, mramor, vápenec
N2O	smiešny plyn
NIE 2	hnedý plyn
NaHC03	jedlo (pitie) sóda
Fe304	oxid železitý
NH3∙H20 (NH4OH)	amoniak
CO	oxid uhoľnatý
CO2	oxid uhličitý
SiC	karborundum (karbid kremíka)
PH 3	fosfín
NH3	amoniak
KClO 3	bertholletova soľ (chlorečnan draselný)
(CuOH)2C03	malachit
CaO	nehasené vápno
Ca(OH)2	hasené vápno
priehľadný vodný roztok Ca(OH) 2	vápenná voda
suspenzia pevného Ca (OH)2 vo vodnom roztoku	limetkové mlieko
K2CO3	potaš
Na2C03	sóda
Na2C03.10H20	kryštálová sóda
MgO	magnézia

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:

1. 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).
2. Oxidujúce kyseliny interagujú so všetkými kovmi v sérii aktivít kovov (iba s tými, ktoré sú umiestnené naľavo od H).
3. 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 bezkyslíkatým kyselinám v zložení chýba dôležitý prvok O – kyslík, no obsahujú 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.