Príklady kyselín a ich názvy. Najdôležitejšie triedy anorganických látok
Názvy niektorých anorganických kyselín a solí
| 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 |
| H NO 3 | dusičnan | dusičnany |
| H NO 2 | dusíkaté | dusitany |
| H3PO4 | ortofosforečnej | ortofosfáty |
| HPO3 | metafosforečné | metafosfáty |
| H3PO3 | fosforu | fosfity |
| H3PO2 | fosforu | fosfornany |
| H2CO3 | uhlia | uhličitany |
| H2Si03 | kremík | silikáty |
| HMnO 4 | mangán | manganistanu |
| H2Mn04 | 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 - soľ obsahuje železo a zvyšok kyseliny chlorovodíkovej(Cl). Názov soli: chlorid železitý. Upozornenie: 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.
| Anoxické: | Zásaditosť | Názov soli |
| HCl - chlorovodíková (chlorovodíková) | jednosložkový | chlorid |
| HBr - bromovodíková | jednosložkový | bromid |
| HI - hydrojodid | jednosložkový | jodid |
| HF - fluorovodík (fluorovodík) | 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 - Zlúčeniny zložené z atómov kovov a kyslé zvyšky. 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 -
genetické spojenie medzi rôznymi triedami spojení
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
Závery: 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 stupnicou.
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).
Závery: 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).
Závery: 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.
Závery: Berúc do úvahy množstvo napätí kovov, uveďte spôsob získavania solí.
3.2. Vložte jednu zinkovú granulu do skúmavky a pridajte roztok HCl.
Pripomienky: Existuje nejaký vývoj plynu?
Napíšte rovnicu
Závery: vysvetliť túto metódu príjem soli?
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 produktmi 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?
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. Zostavte rovnice možných reakcií.
Laboratórne práceč. 2 (4 hodiny)
téma: 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 látky nachádzajúce sa v rôznych predmetoch (biologické materiály, lieky, potraviny, predmety životné prostredie). V tomto článku uvažujeme o kvalitatívnej analýze anorganické látky, čo sú elektrolyty, t.j. v skutočnosti ide o kvalitatívnu analýzu iónov. Z celkového počtu 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 sú súčasťou rôznych lieky a jedlo.
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.
Sú dva základné rôzne prístupy na kvalitatívnu analýzu. 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 pri 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 s vybraným 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, čo si však vyžaduje, aby mal experimentátor hlbšie znalosti o vzorcoch prúdenia chemické reakcie, pretože je dosť ťažké vziať do úvahy všetky možné prípady vzájomného vplyvu iónov na povahu pozorovaných analytických účinkov 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 v 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, pri 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.
Nepodceňujte úlohu kyselín v našom živote, pretože mnohé z nich sú jednoducho nenahraditeľné Každodenný život. Najprv si pripomeňme, čo sú kyseliny. Ide o komplexné látky. Vzorec je napísaný takto: HnA, kde H je vodík, n je počet atómov, A je zvyšok kyseliny.
Medzi hlavné vlastnosti kyselín patrí schopnosť nahradiť molekuly atómov vodíka atómami kovov. Väčšina z nich je nielen žieravá, ale aj veľmi jedovatá. Sú však aj také, s ktorými sa stretávame neustále, bez ujmy na zdraví: vitamín C, citrónová kyselina, kyselina mliečna. Zvážte základné vlastnosti kyselín.
Fyzikálne vlastnosti
Fyzikálne vlastnosti kyselín často poskytujú vodítko k ich podstate. Kyseliny môžu existovať v troch formách: tuhá, kvapalná a plynná. Napríklad: dusík (HNO3) a kyselina sírová(H2SO4) sú bezfarebné kvapaliny; boritá (H3BO3) a metafosforečná (HPO3) sú tuhé kyseliny. Niektoré z nich majú farbu a vôňu. Rôzne kyseliny sa vo vode rozpúšťajú rôzne. Existujú aj nerozpustné: H2SiO3 - kremík. Kvapalné látky majú kyslú chuť. Pomenovanie niektorých kyselín bolo dané ovocím, v ktorom sa nachádzajú: kyselina jablčná, kyselina citrónová. Iné dostali svoje meno podľa chemických prvkov v nich obsiahnutých.
Klasifikácia kyselín
Kyseliny sa zvyčajne klasifikujú podľa niekoľkých kritérií. Úplne prvý je podľa obsahu kyslíka v nich. A to: kyslík obsahujúci (HClO4 - chlór) a anoxický (H2S - sírovodík).
Podľa počtu atómov vodíka (podľa zásaditosti):
- Jednosýtne - obsahuje jeden atóm vodíka (HMnO4);
- Dibázický - má dva atómy vodíka (H2CO3);
- Trojsýtne majú tri atómy vodíka (H3BO);
- Polybázické - majú štyri alebo viac atómov, sú zriedkavé (H4P2O7).
Podľa triedy chemické zlúčeniny, rozdelené na organické a anorganické kyseliny. Prvé sa nachádzajú najmä vo výrobkoch rastlinného pôvodu: kyselina octová, mliečna, nikotínová, askorbová. Komu anorganické kyseliny zahŕňajú: síru, dusík, bór, arzén. Rozsah ich použitia je pomerne široký od priemyselných potrieb (výroba farbív, elektrolytov, keramiky, hnojív atď.) až po varenie alebo čistenie kanalizácie. Kyseliny možno tiež klasifikovať podľa sily, prchavosti, stability a rozpustnosti vo vode.
Chemické vlastnosti
Zvážte základné chemické vlastnosti kyselín.
- Prvým je interakcia s indikátormi. Ako indikátory sa používa lakmus, metyl pomaranč, fenolftaleín a univerzálny indikátorový papierik. V kyslých roztokoch farba indikátora zmení farbu: lakmusový a univerzálny ind. papier sčervená, metyloranžovo-ružová, fenolftaleín zostane bezfarebný.
- Druhým je interakcia kyselín so zásadami. Táto reakcia sa tiež nazýva neutralizácia. Kyselina reaguje so zásadou, výsledkom čoho je soľ + voda. Napríklad: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Pretože takmer všetky kyseliny sú vysoko rozpustné vo vode, neutralizáciu je možné vykonať pomocou rozpustných aj nerozpustné zásady. Výnimkou je kyselina kremičitá, ktorá je vo vode takmer nerozpustná. Na jeho neutralizáciu sú potrebné zásady ako KOH alebo NaOH (sú rozpustné vo vode).
- Treťou je interakcia kyselín so zásaditými oxidmi. Tu prebieha neutralizačná reakcia. Zásadité oxidy sú blízkymi „príbuznými“ zásad, preto je reakcia rovnaká. Veľmi často využívame tieto oxidačné vlastnosti kyselín. Napríklad na odstránenie hrdze z potrubia. Kyselina reaguje s oxidom za vzniku rozpustnej soli.
- Štvrtou je reakcia s kovmi. Nie všetky kovy reagujú rovnako dobre s kyselinami. Delia sa na aktívne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) a neaktívne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Tiež stojí za to venovať pozornosť sile kyseliny (silná, slabá). Napríklad kyselina chlorovodíková a sírová sú schopné reagovať so všetkými neaktívnymi kovmi, zatiaľ čo kyselina citrónová a šťaveľová sú také slabé, že reagujú veľmi pomaly aj s aktívnymi kovmi.
- Piatou je reakcia kyselín obsahujúcich kyslík na zahrievanie. Takmer všetky kyseliny tejto skupiny sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid kyslíka a vodu. Výnimkou sú kyseliny uhličité (H3PO4) a sírové (H2SO4). Pri zahrievaní sa rozkladajú na vodu a plyn. Toto treba mať na pamäti. To sú všetky základné vlastnosti kyselín.
Kyseliny možno klasifikovať podľa rôznych kritérií:
1) Prítomnosť atómov kyslíka v kyseline
2) Kyslá zásaditosť
Zásaditosť kyseliny je počet „pohyblivých“ atómov vodíka v jej molekule, ktoré sa pri disociácii môžu odštiepiť od molekuly kyseliny vo forme katiónov vodíka H+ a môžu byť nahradené atómami kovu:
4) Rozpustnosť
5) Udržateľnosť
7) Oxidačné vlastnosti
Chemické vlastnosti kyselín
1. Schopnosť disociovať
Kyseliny disociujú vo vodných roztokoch na vodíkové katióny a zvyšky kyselín. Ako už bolo spomenuté, kyseliny sa delia na dobre disociujúce (silné) a nízkodisociujúce (slabé). Pri písaní disociačnej rovnice pre silné jednosýtne kyseliny sa používa buď jedna šípka smerujúca doprava () alebo znamienko rovnosti (=), čo vlastne ukazuje nezvratnosť takejto disociácie. Napríklad disociačná rovnica pre silnú kyselinu chlorovodíkovú môže byť napísaná dvoma spôsobmi:
alebo v tejto forme: HCl \u003d H + + Cl -
alebo v tomto: HCl → H + + Cl -
Smer šípky nám v skutočnosti hovorí, že opačný proces spájania vodíkových katiónov s kyslými zvyškami (asociácia) v silných kyselinách prakticky nenastáva.
V prípade, že chceme napísať rovnicu pre disociáciu slabej jednosýtnej kyseliny, musíme v rovnici použiť namiesto znamienka dve šípky. Tento znak odráža reverzibilitu disociácie slabých kyselín - v ich prípade je reverzný proces kombinovania katiónov vodíka s kyslými zvyškami výrazne výrazný:
CH3COOH CH3COO - + H+
Viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch, t.j. katióny vodíka sa neoddeľujú od ich molekúl súčasne, ale postupne. Z tohto dôvodu je disociácia takýchto kyselín vyjadrená nie jednou, ale niekoľkými rovnicami, ktorých počet sa rovná zásaditosti kyseliny. Napríklad disociácia trojsýtnej kyseliny fosforečnej prebieha v troch krokoch s postupným oddeľovaním H+ katiónov:
H3PO4H+ + H2PO4 —
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H++ PO 4 3-
Treba poznamenať, že každá ďalšia etapa disociácie prebieha v menšom rozsahu ako predchádzajúca. To znamená, že molekuly H 3 PO 4 disociujú lepšie (vo väčšej miere) ako ióny H 2 PO 4 —, ktoré zase disociujú lepšie ako ióny HPO 4 2-. Tento jav je spojený so zvýšením náboja zvyškov kyselín, v dôsledku čoho sa zvyšuje pevnosť väzby medzi nimi a kladné ióny H+.
Z viacsýtnych kyselín je výnimkou kyselina sírová. Pretože táto kyselina dobre disociuje v oboch krokoch, je dovolené napísať rovnicu jej disociácie v jednej fáze:
H2SO4 2H++ + SO42-
2. Interakcia kyselín s kovmi
Siedmym bodom v klasifikácii kyselín sme naznačili ich oxidačné vlastnosti. Poukázalo sa na to, že kyseliny sú slabé oxidanty a silné oxidanty. Prevažná väčšina kyselín (prakticky všetky okrem H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3) sú slabé oxidačné činidlá, pretože svoju oxidačnú schopnosť môžu prejaviť len vďaka vodíkovým katiónom. Takéto kyseliny môžu oxidovať z kovov iba tie, ktoré sú v sérii aktivít naľavo od vodíka, zatiaľ čo soľ príslušného kovu a vodík vznikajú ako produkty. Napríklad:
H2S04 (dif.) + ZnZnS04 + H2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Čo sa týka silných oxidačných kyselín, t.j. H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3, potom je zoznam kovov, na ktoré pôsobia, oveľa širší a zahŕňa tak všetky kovy až po vodík v rade aktivít, ako aj takmer všetko po ňom. To znamená, že napríklad koncentrovaná kyselina sírová a kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie zoxidujú aj také neaktívne kovy, ako je meď, ortuť a striebro. Podrobnejšie sa interakcii kyseliny dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ako aj niektorými ďalšími látkami vzhľadom na ich špecifickosť, budeme venovať samostatne na konci tejto kapitoly.
3. Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi
Kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi. Kyselina kremičitá, keďže je nerozpustná, nereaguje s nízkoaktívnymi zásaditými oxidmi a amfotérnymi oxidmi:
H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H20
6HN03 + Fe203 2Fe (N03)3 + 3H20
H2Si03 + FeO ≠
4. Interakcia kyselín so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H2S04 + 2Al (OH)3Al2(S04)3 + 6H20
5. Interakcia kyselín so soľami
Táto reakcia prebieha, ak sa zrazenina, plyn alebo podstatne viac slabá kyselina než ten, ktorý reaguje. Napríklad:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H20
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Špecifické oxidačné vlastnosti dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej
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 rade aktivít až vodík, ale aj takmer všetky kovy po ňom (okrem platiny a zlata).
Napríklad sú schopné oxidovať meď, striebro a ortuť. Treba však pevne pochopiť, že množstvo kovov (Fe, Cr, Al) napriek tomu, že sú dosť aktívne (sú až po vodík), nereagujú s koncentrovanou HNO 3 a koncentrovaným H. 2 SO 4 bez zapnutého zahrievania v dôsledku pasivačného javu - na povrchu takýchto kovov sa vytvára ochranný film z pevných oxidačných produktov, ktorý neumožňuje molekulám koncentrovanej kyseliny sírovej a koncentrovanej kyseliny dusičnej preniknúť hlboko do kovu, aby došlo k reakcii pokračovať. Pri silnom zahrievaní však reakcia stále prebieha.
V prípade interakcie s kovmi sú požadovanými produktmi vždy soľ príslušného kovu a použitá kyselina, ako aj voda. Vždy sa izoluje aj tretí produkt, ktorého vzorec závisí od mnohých faktorov, najmä od aktivity kovov, ako aj od koncentrácie kyselín a od teploty reakcií.
Vysoká oxidačná sila koncentrovanej kyseliny sírovej a koncentrovanej kyseliny dusičnej im umožňuje reagovať nielen prakticky so všetkými kovmi rozsahu aktivity, ale aj s mnohými pevnými nekovmi, najmä s fosforom, sírou a uhlíkom. Nižšie uvedená tabuľka jasne 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. Takže napríklad všetky halogenovodíkové kyseliny (okrem HF) sú oxidované oxidom manganičitým, manganistanom draselným, dvojchrómanom draselným. V tomto prípade sa halogenidové ióny oxidujú na voľné halogény:
4HCl + Mn02 MnCl2 + Cl2 + 2H20
18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H20 + 5Br2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Zo všetkých halogenovodíkových kyselín má kyselina jodovodíková najväčšiu 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 + I2 ↓ + 2HCl
Vysokú redukčnú aktivitu má aj sulfidová kyselina H 2 S. Aj oxidačné činidlo, akým je oxid siričitý, ju dokáže oxidovať.
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 komplexné:
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 názov daný javu, keď jeden chemický prvok schopné tvoriť 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 rovnakým spôsobom ako chemický prvok, ktorého atómy sa tvoria, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Pod jednoduchá látka uhlík môže znamenať akúkoľvek jeho alotropickú modifikáciu, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Jednoduchú látku fosfor možno chápať ako jej alotropné modifikácie, ako napr 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 informácie, 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, ktoré netvoria soli: CO, SiO, N 2 O, NO.
Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na hlavné, 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 oxidačných stupňoch +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 Cr 2 O 3 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 kov komplexné látky Má trvalý titul oxidácii, nie je potrebné ju špecifikovať. 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 kyseliny 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 obsahujúcich kyslík 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 okysličené kyseliny môžu byť tiež klasifikované ako kyslé hydroxidy, keďže 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 zdať pre mnohých mimoriadne nezvyčajný, ale príležitostne možno takéto názvy 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 Ca (OH) 2 zásade zvyškami kyselín, napr. dusičnanové ióny tvoria priemernú (normálnu) soľ Ca(NO3)2.
Soli získané neúplným nahradením vodíkových katiónov v dvojsýtnej (alebo viacerých) kyselinách 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. Najčastejšie je možné rozpoznať komplexné soli medzi inými podľa prítomnosti hranaté zátvorky vo vzorci. Treba však chápať, 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 v roztoku sú pri disociácii od katiónov 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 strednej a kyslé soli postavený podľa princípu:
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
Nomenklatúra komplexné zlúčeniny oveľa ťažšie a na úspešné zvládnutie skúšky nepotrebujete veľa vedieť z názvoslovia komplexných solí.
Mali by sme byť schopní pomenovať komplexné soli získané interakciou alkalických roztokov s amfotérne hydroxidy. 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 dané spravidla buď historickými dôvodmi, alebo fyzickými, resp chemické vlastnostiúdaje o pripojení.
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 |
| CaC03 | 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 |
| transparentný 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 |
