Vzorce všetkých kyselín v chémii. Niektoré názvy anorganických kyselín a solí

Klasifikácia anorganických látok s príkladmi zlúčenín

Teraz analyzujme vyššie uvedenú schému klasifikácie podrobnejšie.

Ako vidíme, v prvom rade sú všetky anorganické látky rozdelené na jednoduché a komplexné:

Jednoduché látky nazývajte také látky, ktoré sú tvorené atómami iba jedného chemický prvok... Napríklad jednoduchými látkami sú vodík H 2, kyslík O 2, železo Fe, uhlík C atď.

Medzi jednoduchými látkami sa rozlišujú kovy, nekovy a vzácne plyny:

Kovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod uhlopriečkou bóru astatínu, ako aj všetkými prvkami nachádzajúcimi sa v bočných skupinách.

Vzácne plyny tvorené chemickými prvkami skupiny VIIIA.

Nekovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad uhlopriečkou bóru astatínu, s výnimkou všetkých prvkov sekundárnych podskupín a vzácnych plynov nachádzajúcich sa v skupine VIIIA:

Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s názvami chemických prvkov, atómov, z ktorých sú vytvorené. Pre mnohé chemické prvky je však taký jav ako alotropia rozšírený. Allotropia je jav, keď je jeden chemický prvok schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslík je možná existencia molekulárnych zlúčenín vzorcov O 2 a O 3. Prvá látka sa zvyčajne nazýva kyslík rovnakým spôsobom ako chemický prvok, atómy, z ktorých je vytvorená, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Jednoduchá látka uhlík môže znamenať ktorúkoľvek z jej alotropických modifikácií, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Pod jednoduchou látkou fosfor sa rozumejú jeho alotropické modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosfor, čierny fosfor.

Komplexné látky

Komplexné látky sa nazývajú látky tvorené atómami dvoch alebo viacerých chemických prvkov.

Komplexnými látkami sú napríklad amoniak NH3, kyselina sírová H 2 SO 4, hasené vápno Ca (OH) 2 a mnoho ďalších.

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

Oxidy - komplexné látky tvorené dvoma chemickými prvkami, z ktorých jeden je kyslík v oxidačnom stave -2.

Všeobecný vzorec oxidov možno písať ako E x O y, kde E je symbol akéhokoľvek chemického prvku.

Názvoslovie oxidov

Názov oxidu chemického prvku je založený na princípe:

Napríklad:

Fe 2 O 3 - oxid železitý; CuO - oxid meďnatý; N 2 O 5 - oxid dusnatý (V)

Často môžete nájsť informáciu, že valencia prvku je uvedená v zátvorke, ale nie je tomu tak. Napríklad oxidačný stav dusíka N205 je +5 a valencia, napodiv, je štyri.

Ak má chemický prvok v zlúčeninách jediný pozitívny oxidačný stav, oxidačný stav nie je uvedený. Napríklad:

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

Klasifikácia oxidov

Oxidy sa podľa svojej schopnosti vytvárať soli pri interakcii s kyselinami alebo zásadami delia na tvoriaci soľ a nesoľotvorné.

Existuje málo nesynotvorných oxidov, všetky sú tvorené nekovmi v oxidačnom stave +1 a +2. Malo by sa pamätať na zoznam oxidov, ktoré netvoria soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Oxidy tvoriace soľ sú zase rozdelené na hlavný, kyslé a amfotérne.

Zásadité oxidy Nazývajú sa také oxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Medzi zásadité oxidy patria oxidy kovov v oxidačných stavoch +1 a +2, s výnimkou oxidov BeO, ZnO, SnO, PbO.

Kyslé oxidy sa nazývajú také oxidy, ktoré pri interakcii so zásadami (alebo zásaditými oxidmi) tvoria soli. Kyslé oxidy sú prakticky všetky oxidy nekovov s výnimkou CO, NO, N 2 O, SiO, ktoré netvoria soli, ako aj všetky oxidy kovov vo vysokých oxidačných stavoch (+5, +6 a +7).

Amfotérne oxidy sa nazývajú oxidy, ktoré môžu reagovať s kyselinami aj zásadami a v dôsledku týchto reakcií tvoria soli. Také oxidy majú dvojakú acidobázickú povahu, to znamená, že môžu vykazovať vlastnosti kyslých aj zásaditých oxidov. Amfotérne oxidy zahrnujú oxidy kovov v oxidačných stavoch +3, +4 a tiež, ako výnimky, oxidy BeO, ZnO, SnO, PbO.

Niektoré kovy môžu tvoriť všetky tri druhy oxidov tvoriacich soli. Chróm napríklad tvorí zásaditý oxid CrO, oxid amfotérny Cr203 a kyslý oxid CrO3.

Ako vidíte, acido-bázické vlastnosti oxidov kovov priamo závisia od oxidačného stavu kovu v oxide: čím vyšší je oxidačný stav, tým výraznejšie sú kyslé vlastnosti.

Nadácie

Nadácie - zlúčeniny so vzorcom vo forme Me (OH) x, kde X najčastejšie sa rovná 1 alebo 2.

Základná klasifikácia

Bázy sú klasifikované podľa počtu hydroxylových skupín v jednej štruktúrnej jednotke.

Bázy s jednou hydroxyskupinou, t.j. z druhov MeOH sa nazývajú monokyselinové základy, s dvoma hydroxylovými skupinami, t.j. vo forme Me (OH) 2, v uvedenom poradí, dvojkyselina atď.

Bázy sú tiež rozdelené na rozpustné (zásady) a nerozpustné.

K zásadám patria výlučne hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj hydroxid tálnatý TlOH.

Základná nomenklatúra

Názov nadácie je založený na nasledujúcom princípe:

Napríklad:

Fe (OH) 2 - hydroxid železitý,

Cu (OH) 2 - hydroxid meďnatý.

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 - komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom.

Obecný vzorec pre kyseliny je možné napísať ako H x A, kde H sú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom, a A je zvyšok kyseliny.

Kyseliny zahrnujú napríklad zlúčeniny, ako je H2S04, HCl, HNO3, HNO2 atď.

Klasifikácia kyselín

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

- O. spodné kyseliny: HF, HCI, HBr, HI, HNO3;

- d kyseliny vuchibázové: H2S04, H2S03, H2CO3;

- T. rebazické kyseliny: H 3 PO 4, H 3 BO 3.

Je potrebné poznamenať, že počet atómov vodíka v prípade organických kyselín najčastejšie neodráža ich zásaditosť. Napríklad kyselina octová so vzorcom CH3COOH, napriek prítomnosti 4 atómov vodíka v molekule, nie je štyri, ale monobázická. Bazicita organických kyselín je daná počtom karboxylových skupín (-COOH) v molekule.

Podľa prítomnosti kyslíka v molekulách sa kyseliny delia na anoxické (HF, HCl, HBr atď.) A obsahujúce kyslík (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 atď.). Okysličené kyseliny sa tiež nazývajú oxokyseliny.

Môžete si prečítať viac o klasifikácii kyselín.

Názvoslovie kyselín a zvyškov kyselín

Nasledujúci zoznam názvov a vzorcov kyselín a zvyšky kyseliny určite sa pouč.

V niektorých prípadoch vám zapamätanie môže uľahčiť niekoľko nasledujúcich pravidiel.

Ako vidíte z vyššie uvedenej tabuľky, štruktúra systematických názvov anoxických kyselín je nasledovná:

Napríklad:

HF - kyselina fluorovodíková;

HCl - kyselina chlorovodíková;

H 2 S - kyselina sírovodíková.

Názvy kyslých zvyškov anoxických kyselín sú založené na princípe:

Napríklad Cl - - chlorid, Br - - bromid.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sa získavajú pridaním rôznych prípon a koncov k názvu kyslotvorného prvku. Ak má napríklad prvok tvoriaci kyselinu v kyseline obsahujúcej kyslík najvyšší oxidačný stav, názov takejto kyseliny sa skonštruuje takto:

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

Všetky okysličené kyseliny môžu byť tiež klasifikované ako kyslé hydroxidy, pretože v ich molekulách sa nachádzajú hydroxylové skupiny (OH). To je napríklad zrejmé z nasledujúcich grafických vzorcov pre niektoré okysličené kyseliny:

Kyselinu sírovú teda možno inak nazvať hydroxidom síry (VI), kyselinou dusičnou - hydroxidom dusíka (V), kyselinou fosforečnou - hydroxidom (V) fosforu atď. V tomto prípade číslo v zátvorkách charakterizuje oxidačný stav kyselinotvorného prvku. Tento variant názvov kyselín obsahujúcich kyslík sa mnohým môže zdať mimoriadne neobvyklý, ale príležitostne sa tieto názvy dajú nájsť aj v skutočnosti Jednotná štátna skúška KIMach z chémie v úlohách pre klasifikáciu anorganických látok.

Amfotérne hydroxidy

Amfotérne hydroxidy - hydroxidy kovov vykazujúce dvojaký charakter, t.j. schopné vykazovať vlastnosti kyselín aj zásad.

Amfotérne sú hydroxidy kovov v oxidačných stavoch +3 a +4 (rovnako ako oxidy).

Tiež ako výnimky medzi amfotérne hydroxidy patria zlúčeniny Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 a Pb (OH) 2, napriek oxidačnému stavu kovu v nich +2.

V prípade amfotérnych hydroxidov troj- a štvormocných kovov je možná existencia orto- a meta-foriem, ktoré sa navzájom líšia jednou molekulou vody. Hydroxid hlinitý môže napríklad existovať v orto forme Al (OH) 3 alebo v meta forme AlO (OH) (metahydroxid).

Pretože, ako už bolo uvedené, amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad, ich vzorec a názov môžu byť tiež zapísané rôznymi spôsobmi: buď ako báza, alebo ako kyselina. Napríklad:

Soľ

Soli napríklad zahrnujú zlúčeniny, ako je KCI, Ca (NO3) 2, NaHC03 atď.

Vyššie uvedená definícia opisuje zloženie väčšiny solí, existujú však soli, ktoré pod ňu nespadajú. Napríklad namiesto kovových katiónov môže zloženie soli zahŕňať amóniové katióny alebo jej organické deriváty. Títo. soli zahrnujú zlúčeniny, ako napríklad (NH4) 2S04 (síran amónny), + Cl - (metylamóniumchlorid) atď.

Klasifikácia soli

Na druhej strane soli možno považovať za produkty nahradenia vodíkových katiónov H + v kyseline inými katiónmi alebo za produkty nahradenia hydroxidových iónov v zásadách (alebo amfotérnych hydroxidoch) inými aniónmi.

Pri kompletnej výmene, tzv priemer alebo normálne soľ. Napríklad pri úplnom nahradení vodíkových katiónov v kyseline sírovej katiónmi sodíka sa vytvorí priemerná (normálna) soľ Na2S04 a úplnou náhradou hydroxidových iónov v Ca (OH) 2 zásade kyslými zvyškami dusičnanových iónov vznikne priemerná (normálna) soľ Ca (NO 3) 2.

Soli získané neúplným nahradením vodíkových katiónov dikyselinou (alebo viac) katiónmi kovov sa nazývajú kyslé. Neúplným nahradením vodíkových katiónov v kyseline sírovej sodnými katiónmi sa vytvorí kyslá soľ NaHS04.

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

Nazývajú sa soli pozostávajúce z katiónov dvoch rôznych kovov a aniónov kyslých zvyškov iba jednej kyseliny podvojné soli... Napríklad dvojitými soľami sú KNaCO 3, KMgCl 3 atď.

Ak je soľ tvorená jedným typom katiónu a dvoma druhmi kyslých zvyškov, tieto soli sa nazývajú zmiešané. Napríklad zmiešanými soľami sú Ca (OCl) Cl, CuBrCl atď.

Existujú soli, ktoré nespadajú pod definíciu solí ako produkty nahradzovania vodíkových katiónov v kyselinách kovovými katiónmi alebo produkty náhrady hydroxidových iónov v zásadách aniónmi kyslých zvyškov. Ide o komplexné soli. Komplexné soli sú napríklad tetrahydroxozinitan sodný a tetrahydroxoaluminát so vzorcom Na2 a Na, v uvedenom poradí. Komplexné soli, okrem iných, možno najčastejšie rozpoznať podľa prítomnosti hranaté zátvorky vo vzorci. Malo by však byť zrejmé, že na to, aby bola látka zaradená do triedy solí, musí jej zloženie zahŕňať akékoľvek katióny iné ako (alebo namiesto) H +a anióny musia obsahovať (ani namiesto) ) OH -. Zlúčenina H2 napríklad nepatrí do triedy komplexných solí, pretože počas jej disociácie z katiónov sú v roztoku prítomné iba vodíkové katióny H +. Podľa typu disociácie by mala byť táto látka skôr klasifikovaná ako anoxická komplexná kyselina. Podobne zlúčenina OH nepatrí do solí, pretože táto zlúčenina pozostáva z katiónov + a hydroxidových iónov OH -, t.j. treba to považovať za komplexný základ.

Nomenklatúra soli

Názvoslovie stredných a kyslých solí

Názov stredných a kyslých solí je založený na princípe:

Ak je oxidačný stav 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 - hydrogensíran sodný;

CaCO 3 - uhličitan vápenatý;

Ca (HCO 3) 2 - hydrogenuhličitan vápenatý atď.

Názvoslovie zásaditých solí

Názvy hlavných solí sú založené na princípe:

Napríklad:

(CuOH) 2CO3 - hydroxykarbonát meďnatý;

Fe (OH) 2 NO3 - dihydroxonitrát železitý.

Názvoslovie komplexných solí

Nomenklatúra komplexných zlúčenín je oveľa komplikovanejšia a na absolvovanie zjednotenej štátnej skúšky nemusíte z nomenklatúry komplexných solí veľa vedieť.

Mali by ste byť schopní pomenovať komplexné soli získané interakciou zásaditých roztokov s amfotérnymi hydroxidmi. Napríklad:

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

Triviálne názvy pre anorganické látky

Triviálne názvy znamenajú názvy látok, ktoré nie sú spojené, alebo sú slabo spojené s ich zložením a štruktúrou. Triviálne názvy sú zvyčajne buď z historických dôvodov, alebo z fyzikálnych alebo chemických vlastností týchto zlúčenín.

Zoznam triviálnych názvov anorganických látok, ktoré potrebujete vedieť:

7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok

7.1. Kyseliny

Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii sa tvoria iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydroniové ióny H 3 O +).

Ďalšia definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).

Tabuľka 7.1

Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí

Za normálnych podmienok môžu byť kyselinami tuhé látky (H3PO4, H3 BO3, H2SiO3) a kvapaliny (HNO3, H2S04, CH3COOH). Tieto kyseliny môžu existovať jednotlivo (100%) aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad ako v jednotlivo a v roztokoch sú známe H2S04, HNO3, H3P04, CH3COOH.

Mnoho kyselín je známych iba v roztokoch. Všetko sú to halogenovodík (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), kyselina uhličitá H 2 CO 3, kyselina sírová H 2 SO 3, čo sú roztoky plynov vo vode. Kyselina chlorovodíková je napríklad zmesou HCl a H20, kyselina uhličitá je zmesou CO 2 a H20. Je zrejmé, že pomocou výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkovej" nesprávne.

Väčšina kyselín je rozpustná vo vode, nerozpustná kyselina kremičitá H 2 SiO 3. Drvivá väčšina kyselín má molekulárnu štruktúru. Príklady štruktúrne vzorce kyseliny:

Vo väčšine molekúl okysličenej kyseliny sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Existujú však aj výnimky:

Kyseliny sú klasifikované podľa radu charakteristík (tabuľka 7.2).

Tabuľka 7.2

Klasifikácia kyselín

Všetko bežné Chemické vlastnosti kyseliny sú spôsobené prítomnosťou prebytku vodíkových katiónov H + (H30 +) vo svojich vodných roztokoch.

1. Kvôli prebytku iónov H + vodné roztoky kyselín menia farbu fialového a metylooranžového 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 vôbec nemení farbu indikátorov.

2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kapitolu 6).

Príklad 7.1. Na vykonanie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.

Riešenie. Transformáciu je možné vykonať pomocou H2S04:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odpoveď: 3).

3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:

HCl + NH3 = NH4CI - chlorid amónny;

H2S04 + 2NH3 = (NH4) 2S04 - síran amónny.

4. Kyseliny neoxidujúce za vzniku soli a uvoľňovania vodíka reagujú s kovmi umiestnenými v línii činnosti na vodík:

H2S04 (zriedený) + Fe = FeS04 + H2

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Interakcia oxidujúcich 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 interaguje so soľou slabšej kyseliny, vytvorí sa soľ slabej kyseliny a slabej kyseliny, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytesní slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:

Príklady prebiehajúcich reakcií:

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH3 COOH + K2CO3 = 2CH3 COOK + H20 + CO2

3H2S04 + 2K3P04 = 3K2S04 + 2H3P04

Neinteragujte navzájom, napríklad KCl a H 2 SO 4 (riedenie), NaNO 3 a H 2 SO 4 (riedenie), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2CO3, CH3 COOK a H2CO3;

b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča zo soli silnejšiu:

CuSO 4 + H 2 S = CuS ↓ + H 2 SO 4

3AgNO3 (zriedený) + H3PO4 = Ag3PO4 ↓ + 3HNO3.

Také reakcie sú možné vtedy, ak sa zrazeniny výsledných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2S04 a HNO3);

c) v prípade tvorby zrazenín nerozpustných v silných kyselinách je možná reakcia medzi silnou kyselinou a soľou vytvorenou inou silnou kyselinou:

BaCl2 + H2S04 = BaS04 ↓ + 2HCl

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3

Príklad 7.2. Uveďte riadok, v ktorom sú uvedené vzorce látok reagujúcich s H 2 SO 4 (dil).

1) Zn, Al203, KCI (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF; 2) Cu (OH) 2, K2CO3, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn (OH) 2.

Riešenie. Všetky látky radu 4 interagujú s H2S04 (dil):

Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H20 + SO2

Mg + H2S04 = MgS04 + H2

Zn (OH) 2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20

V riadku 1) nie je reakcia s KCl (p -p) možná, v riadku 2) - s Ag, v riadku 3) - s NaNO3 (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 H2S04 (konc.):

KCl (TV) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HCl

2KCl (TV) + H2S04 (koncentrovaný) K2S04 + 2HCl

Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú iba s koncentrovanou kyselinou sírovou a iba v tuhom stave

Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová, na rozdiel od zriedenej, reaguje:

3) KNO 3 (televízia);

Riešenie. Obe kyseliny reagujú s KF, Na2C03 a Na3P04 a iba s H2S04 (konc.) S KNO3 (s).

Odpoveď: 3).

Metódy získavania kyselín sú veľmi rozmanité.

Kyseliny anoxické dostať:

• rozpustením zodpovedajúcich plynov vo vode:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (g) → H 2 S (roztok)

• zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (TV) + H2S04 (konc.) = KHS04 + HCl

Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03

Okysličené kyseliny dostať:

• rozpustením zodpovedajúcich oxidov kyselín vo vode, pričom oxidačný stav kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (okrem NO 2):

N205 + H20 = 2HN03

SO3 + H20 = H2S04

P205 + 3H202H3P04

• oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:

S + 6HNO3 (koncentrovaný) = H2S04 + 6NO2 + 2H20

• vytesnenie silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vytvorí zrazenina nerozpustná v kyselinách):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (zriedený) = BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3

• vytesnenie prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.

Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá, tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:

NaNO 3 (TV) + H 2 SO 4 (konc.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (TV) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HClO 4

• vytesnenie slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

Kyseliny je možné klasifikovať podľa rôznych kritérií:

1) Prítomnosť atómov kyslíka v kyseline

2) Zásaditosť kyseliny

Bazicita kyseliny je počet „mobilných“ atómov vodíka v jej molekule, ktoré je možné oddeliť od molekuly kyseliny počas disociácie vo forme vodíkových katiónov H +a nahradiť ich atómami kovu:

4) Rozpustnosť

5) Udržateľnosť

7) Oxidačné vlastnosti

Chemické vlastnosti kyselín

1. Schopnosť oddeliť sa

Kyseliny sa disociujú vo vodných roztokoch na vodíkové katióny a kyslé zvyšky. Ako už bolo uvedené, kyseliny sa delia na dobre disociujúce (silné) a slabo disociujúce (slabé). Pri písaní rovnice pre disociáciu silných jednosýtnych kyselín sa používa buď jedna šípka smerujúca doprava () alebo znamienko rovnosti (=), ktoré ukazuje, že takáto disociácia je v skutočnosti nevratná. Disociačnú rovnicu pre silnú kyselinu chlorovodíkovú je možné zapísať napríklad dvoma spôsobmi:

alebo v tejto forme: HCl = H + + Cl -

alebo v tomto: HCl → H + + Cl -

Smer šípky nám v skutočnosti hovorí, že v silných kyselinách sa reverzný proces kombinácie vodíkových katiónov s kyslými zvyškami (asociácia) prakticky nevyskytuje.

Ak chceme napísať disociačnú rovnicu slabej jednosýtnej kyseliny, musíme namiesto znamienka v rovnici použiť dve šípky. Toto znamenie odráža reverzibilitu disociácie slabých kyselín - v ich prípade je reverzný proces kombinácie vodíkových katiónov s kyslými zvyškami výrazne výrazný:

CH3COOH CH3COO - + H +

Polybázické kyseliny sa disociujú v krokoch, t.j. vodíkové katióny sa oddeľujú od svojich molekúl nie súčasne, ale naopak. Z tohto dôvodu je disociácia takýchto kyselín vyjadrená nie jednou, ale niekoľkými rovnicami, ktorých množstvo sa rovná zásaditosti kyseliny. Napríklad disociácia trojsýtnej kyseliny fosforečnej prebieha v troch stupňoch so striedavou separáciou katiónov H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 -

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Je potrebné poznamenať, že každá nasledujúca fáza disociácie prebieha v menšej miere ako predchádzajúca. To znamená, že molekuly H3PO4 disociujú lepšie (vo väčšej miere) ako ióny H2P04, ktoré naopak disociujú lepšie ako ióny HPO4 2-. Tento jav je spojený so zvýšením náboja kyslých zvyškov, v dôsledku čoho sa zvyšuje pevnosť väzby medzi nimi a kladnými iónmi H +.

Kyselina sírová je výnimkou medzi polybázickými kyselinami. Pretože sa táto kyselina dobre disociuje v oboch stupňoch, je dovolené napísať rovnicu jej disociácie v jednom stupni:

H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2-

2. Interakcia kyselín s kovmi

V siedmom bode klasifikácie kyselín sme naznačili ich oxidačné vlastnosti. Poukázalo sa na to, že kyseliny sú slabé oxidačné činidlá a silné oxidačné činidlá. Drvivá väčšina kyselín (takmer všetky okrem H 2 SO 4 (konc.) A HNO 3) sú slabé oxidačné činidlá, pretože môžu preukázať svoju oxidačnú schopnosť iba vďaka vodíkovým katiónom. Také kyseliny môžu oxidovať z kovov iba tých, ktoré sú v rozsahu aktivity vľavo od vodíka, zatiaľ čo soľ zodpovedajúceho kovu a vodíka sa tvoria ako produkty. Napríklad:

H2S04 (zried.) + Zn ZnS04 + H2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Pokiaľ ide o kyslo silné oxidačné činidlá, t.j. H 2 SO 4 (konc.) A HNO 3, potom je zoznam kovov, na ktoré pôsobia, oveľa širší a zahŕňa všetky kovy pred vodíkom v sérii aktivít, a takmer všetko potom. To znamená, že napríklad koncentrovaná kyselina sírová a kyselina dusičná v akejkoľvek koncentrácii oxiduje aj také neaktívne kovy, ako je meď, ortuť a striebro. Podrobnejšie bude interakcia kyseliny dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ako aj niektorými ďalšími látkami vzhľadom na ich špecifickosť, prediskutovaná osobitne na konci tejto kapitoly.

3. Interakcia kyselín s bázickými a amfotérnymi oxidmi

Kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi. Kyselina kremičitá, pretože je nerozpustná, nereaguje s málo aktívnymi zásaditými oxidmi a amfotérnymi oxidmi:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO3 + Fe203 2Fe (NO3) 3 + 3H20

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Interakcia kyselín s bázami a amfotérnymi hydroxidmi

HCl + NaOH H20 + NaCl

3H2S04 + 2Al (OH) 3Al2 (SO4) 3 + 6H20

5. Interakcia kyselín so soľami

K tejto reakcii dochádza, keď sa vytvorí zrazenina, plyn alebo podstatne slabšia kyselina, ako reaguje. Napríklad:

H 2 SO 4 + Ba (NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

CH3COOH + Na2S03 CH3COONa + SO2 + H20

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Špecifické oxidačné vlastnosti dusičných a koncentrovaných kyselín sírových

Ako bolo uvedené vyššie, kyselina dusičná v akejkoľvek koncentrácii, ako aj kyselina sírová výlučne v koncentrovanom stave, sú veľmi silné oxidačné činidlá. Najmä na rozdiel od iných kyselín oxidujú nielen kovy, ktoré sú v rozmedzí aktivity pred vodíkom, ale aj prakticky všetky kovy po ňom (okrem platiny a zlata).

Sú napríklad schopné oxidovať meď, striebro a ortuť. Mali by sme však pevne pochopiť skutočnosť, že množstvo kovov (Fe, Cr, Al), napriek tomu, že sú dosť aktívne (nachádzajú sa až do vodíka), napriek tomu nereagujú s koncentrovaným HNO 3 a koncentrovanou H 2 SO 4 bez zahrievania v dôsledku fenoménu pasivácie - na povrchu takýchto kovov sa vytvára ochranný film tuhých oxidačných produktov, ktorý neumožňuje molekulám koncentrovanej kyseliny sírovej a koncentrovanej kyseliny dusičnej preniknúť hlboko do kovu, aby reakcia pokračovala. Pri silnom zahrievaní však reakcia stále pokračuje.

V prípade interakcie s kovmi sú nepostrádateľnými produktmi vždy soľ zodpovedajúceho kovu a použitá kyselina, ako aj voda. Tiež sa vždy uvoľňuje tretí produkt, ktorého vzorec závisí od mnohých faktorov, najmä od aktivity kovov, ako aj od koncentrácie kyselín a teploty reakcií.

Vysoká oxidačná schopnosť koncentrovaných kyselín sírovej a koncentrovaných kyselín dusičných im umožňuje reagovať nielen prakticky so všetkými kovmi radu aktivít, ale dokonca aj s mnohými pevnými nekovmi, najmä s fosforom, sírou a uhlíkom. Nasledujúca tabuľka ukazuje produkty interakcie kyseliny sírovej a dusičnej s kovmi a nekovmi v závislosti od koncentrácie:

7. Redukčné vlastnosti anoxických kyselín

Všetky anoxické kyseliny (okrem HF) môžu vykazovať redukčné vlastnosti v dôsledku chemického prvku, ktorý je súčasťou aniónu, pôsobením rôznych oxidačných činidiel. Napríklad všetky halogenovodíkové kyseliny (okrem HF) sú oxidované oxidom manganičitým, manganistanom draselným a dvojchrómanom draselným. V tomto prípade sa halogenidové ióny oxidujú na voľné halogény:

4HCl + Mn02 MnCl2 + Cl2 + 2H20

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Kyselina jodovodíková má spomedzi všetkých kyselín halogenovodíkových najvyššiu redukčnú aktivitu. Na rozdiel od iných halogenovodíkových kyselín ho môže oxidovať aj oxid železitý a soli.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vysoká redukčná aktivita má aj kyselina sírovodíková H 2 S, ktorú môže oxidovať aj také oxidačné činidlo, ako je oxid siričitý.

Kyseliny- komplexné látky pozostávajúce z jedného alebo viacerých atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť atómami kovu, a zvyškov kyselín.

Klasifikácia kyselín

1. Podľa počtu atómov vodíka: počet atómov vodíka ( n ) určuje zásaditosť kyselín:

n= 1 monobázický

n= 2 dvojsýtne

n= 3 tri bázy

2. Podľa zloženia:

a) Tabuľka kyselín obsahujúcich kyslík, kyslých zvyškov a zodpovedajúcich kyslých oxidov:

b) Tabuľka anoxických kyselín

Fyzikálne vlastnosti kyselín

Mnoho kyselín, ako je kyselina sírová, dusičná a chlorovodíková, sú bezfarebné kvapaliny. tiež známe pevné kyseliny: fosforečná, metafosforečná HPO 3 boritá H 3 BO 3 ... Takmer všetky kyseliny sú rozpustné vo vode. Príkladom nerozpustnej kyseliny je kremičitan H 2 SiO 3 ... Kyslé roztoky chutia kyslo. Kyseliny, ktoré obsahujú, napríklad dodávajú kyslú chuť mnohým druhom ovocia. Preto názvy kyselín: citrónová, jablčná atď.

Spôsoby získavania kyselín

Chemické vlastnosti kyselín

1. Zmeňte farbu indikátorov

2. Reagujte s kovmi v rozsahu aktivity až H 2

(okrem HNO 3 -Kyselina dusičná)

Video „Interakcia kyselín s kovmi“

Ja + KYSELINA = SOĽ + H 2 (str. substitúcia)

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2

3. So zásaditými (amfotérnymi) oxidmi - oxidy kovov

Video „Interakcia oxidov kovov s kyselinami“

Me x O y + KYSELINA = SOĽ + H 2 O (str. výmena)

4. Reagujte s bázami – neutralizačná reakcia

KYSELINA + ZÁKLAD = SOĽ + H 2 O (str. výmena)

H3P04 + 3 NaOH = Na3P04 + 3 H20

5. Reagujte so soľami slabých, prchavých kyselín - ak sa tvorí kyselina, zráža sa alebo sa uvoľňuje plyn:

2 NaCl (TV) + H2S04 (koncentr.) = Na2S04 + 2HCl ( R. . výmena )

Video „Interakcia kyselín so soľami“

6. Rozklad kyselín obsahujúcich kyslík pri zahrievaní

(okrem H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

KYSELINA = KYSELINA OXIDOVÁ + VODA (str. rozklad)

Pamätajte si!Nestabilné kyseliny (uhličité a sírové) - rozkladajú sa na plyn a vodu:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kyselina sírovodíková vo výrobkoch uvoľňuje sa vo forme plynu:

CaS + 2HCl = H2S+ CaCl 2

ÚLOHY ZADÁVANIA

# 1. Chemické vzorce kyselín rozdeľte do tabuľky. Dajte im mená:

LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO3, HMnO4, Ca (OH) 2, SiO 2, kyseliny

Démonovo kyslé

príbuzní

Obsahujúci kyslík

rozpustný

nerozbitný

jeden-

hlavný

dvojhlavný

tri hlavné

Č. 2 Vytvorte reakčné rovnice:

Ca + HCl

Na + H2S04

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Aké sú reakčné produkty?

Č. 3 Vytvorte reakčné rovnice a pomenujte produkty:

Na20 + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Č. 4. Zostavte rovnice pre reakcie interakcie kyselín so zásadami a soľami:

KOH + HNO 3

NaOH + H2S03

Ca (OH) 2 + H2S

Al (OH) 3 + HF

HCl + Na2Si03

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Aké sú reakčné produkty?

SIMULÁTORY

Cvičebný stroj číslo 1. „Vzorce a názvy kyselín“

Cvičebný stroj číslo 2. „Mapovanie: vzorec kyseliny - vzorec oxidu“

Bezpečnostné opatrenia - prvá pomoc pri kontakte pokožky s kyselinami

Bezpečnostné opatrenia -

Niektoré názvy anorganických kyselín a solí

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

Príklad 1... Soľ K 2 SO 4 je tvorená zvyškom kyseliny sírovej (SO 4) a kovu 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 tiež uviesť jeho valenciu (III). V predchádzajúcom prípade to nebolo potrebné, pretože valencia sodíka je konštantná.

Dôležité: názov soli by mal uvádzať valenciu kovu iba vtedy, ak má kov variabilnú valenciu!

Príklad 3... Ba (ClO) 2 - soľ obsahuje bárium a zvyšok kyseliny chlórnej (ClO). Názov soli: chlórnan bárnatý. Valencia kovu Ba vo všetkých jeho zlúčeninách sa rovná dvom, nie je potrebné to uvádzať.

Príklad 4... (NH4) 2 Cr207. Skupina NH 4 sa nazýva amónium, valencia tejto skupiny je konštantná. Názov soli: dichroman amónny (dichroman).

Vo vyššie uvedených príkladoch sme sa stretli iba s tzv. stredné alebo normálne soli. Kyslé, zásadité, podvojné a komplexné soli, soli organických kyselín tu nebudú diskutované.