Vzorce kyselín a názvy solí. Názvy niektorých kyselín a ich zvyškov kyselín
Kyseliny sa volajú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo zamenené za atómy kovu a zvyšok kyseliny.
Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H2SO4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina sírová, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dibázické atď.
Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom.
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.
Kyslé zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Napríklad,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.
Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlie; H 2 SiO 3 – kremík a pod.
Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje najvyššiu mocnosť (v molekule kyseliny skvelý obsah atómy kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.
Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselina sa dá získať pôsobením iného viac silná kyselina na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:
H2 + Cl2 -> 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H 2 S sú kyseliny.
Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.
Chemické vlastnosti kyselín
Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.
Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):
H2S04 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.
Interakcia so zásaditými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá v neutralizačnej reakcii:
H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.
Interakcia s kovmi.
Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:
1. kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
2. kyselina musí byť dostatočne silná (t. j. schopná darovať vodíkové ióny H +).
Pri úniku chemické reakcie kyseliny s kovmi, vzniká soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.
Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.
Sú to látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.
Kyseliny sú klasifikované podľa ich sily, podľa ich zásaditosti a podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v kyseline.
Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.
Podľa prítomnosti kyslíka rozlišovať medzi kyselinami obsahujúcimi kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a bezkyslíkatých kyselín ( HCl, H2S, HCN atď.).
Podľa zásaditosti, t.j. Podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na jednosýtne (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtne (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtne (H 3 PO 4) atď.
Názvy bezkyslíkatých kyselín sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.
Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku pridaním slova „kyselina“. V tomto prípade názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3As04 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „vajcovité“ ( HCl03 - kyselina chloristá), „tuhá“ ( HCl02 - kyselina chlórna, „vajcovité“ ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, pričom je iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „iste“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).
Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli
|
Kyselina |
Názvy zodpovedajúcich normálnych solí |
|
|
názov |
Vzorec |
|
|
Dusík |
HNO3 |
Dusičnany |
|
Dusíkatý |
HNO2 |
Dusitany |
|
Boric (ortoborický) |
H3BO3 |
boritany (ortoboritany) |
|
bromovodíkový |
Bromides |
|
|
Hydrojodid |
Jodidy |
|
|
Silikón |
H2Si03 |
Silikáty |
|
mangán |
HMn04 |
Manganistan |
|
Metafosforečné |
HPO 3 |
Metafosfáty |
|
Arzén |
H3As04 |
Arzenáty |
|
Arzén |
H3As03 |
Arsenitany |
|
Ortofosforečná |
H3PO4 |
Ortofosfáty (fosfáty) |
|
Difosforečná (pyrofosforečná) |
H4P207 |
Difosfáty (pyrofosfáty) |
|
Dichrome |
H2Cr207 |
Dichromáty |
|
Sírový |
H2SO4 |
Sulfáty |
|
Síravý |
H2SO3 |
Sulfity |
|
Uhlie |
H2CO3 |
Uhličitany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfity |
|
fluorovodík (fluorovodík) |
Fluoridy |
|
|
chlorovodíková (soľ) |
Chloridy |
|
|
Chlór |
HCl04 |
Chloristany |
|
Chlorous |
HCl03 |
Chlorečnany |
|
Chlórny |
HClO |
Chlórnany |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Chromáty |
|
Kyanovodík (kyanický) |
Kyanid |
|
Získavanie kyselín
1. Bezkyslíkaté kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S H2S.
2. Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:
S03 + H20 = H2S04,
CO2 + H20 = H2C03,
P205 + H20 = 2 HPO3.
3. Kyslíky neobsahujúce aj kyslík obsahujúce kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:
BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,
CuSO4 + H2S = H2S04 + CuS,
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.
4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na výrobu kyselín:
H202 + S02 = H2S04,
3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.
Chemické vlastnosti kyselín
1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami (ako aj so zásaditými a amfotérne oxidy) s tvorbou solí, napr.
H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,
2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20,
2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.
2. Schopnosť interakcie s niektorými kovmi v napäťových sériách až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. So soľami, ak sa vytvorí slabo rozpustná soľ alebo prchavá látka:
H2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02,
2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2S02+ 2H20.
Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a ľahkosť disociácie v každom kroku klesá; preto sa v prípade viacsýtnych kyselín namiesto stredných solí často vytvárajú kyslé soli (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.
4. Špeciálnym prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, vedúca k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Takže lakmus mení farbu v kyslom prostredí na červenú.
5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu (najlepšie v prítomnosti prostriedku odstraňujúceho vodu P2O5):
H2S04 = H20 + SO3,
H2Si03 = H20 + Si02.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
| Kyselina | Kyslý zvyšok | ||
| Vzorec | názov | Vzorec | názov |
| HBr | bromovodíkový | Br – | bromid |
| HBr03 | brómované | BrO3 – | bromičnan |
| HCN | kyanovodík (kyanický) | CN- | kyanid |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | Cl – | chlorid |
| HClO | chlórna | ClO – | chlórnan |
| HCl02 | chlorid | ClO2 – | chloritan |
| HCl03 | chlórna | ClO3 – | chlorečnan |
| HCl04 | chlór | ClO 4 – | chloristan |
| H2CO3 | uhlia | HCO 3 – | bikarbonát |
| CO 3 2– | uhličitan | ||
| H2C204 | šťavel | C2O42- | oxalát |
| CH3COOH | ocot | CH 3 COO – | acetát |
| H2CrO4 | chróm | CrO 4 2– | chróman |
| H2Cr207 | dichróm | Cr 2 O 7 2– | dvojchróman |
| HF | fluorovodík (fluorid) | F – | fluorid |
| AHOJ | jodovodík | ja – | jodid |
| HIO 3 | jódový | IO 3 – | jodičnan |
| H2MnO4 | mangán | MnO 4 2– | manganistan |
| HMn04 | mangán | MnO4 – | manganistan |
| HNO2 | dusíkaté | NIE 2 – | dusitany |
| HNO3 | dusík | NIE 3 – | dusičnan |
| H3PO3 | fosforu | PO 3 3– | fosfit |
| H3PO4 | fosfor | PO 4 3– | fosfát |
| HSCN | hydrotiokyanát (rhodanový) | SCN - | tiokyanát (rodanid) |
| H2S | sírovodík | S 2– | sulfid |
| H2SO3 | sírový | SO 3 2– | siričitan |
| H2SO4 | sírový | SO 4 2– | sulfát |
End adj.
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.
Z referenčnej tabuľky zistíme, že kyselina s hustotou 1,080 má hmotnostný zlomok 16,74 % a od 1,085 do 17,45 %. Na nájdenie hmotnostného podielu kyseliny v existujúcom roztoku používame interpolačný vzorec:
kde je index 1 znamená zriedenejší roztok a 2 - koncentrovanejšie.
Predslov ……………………………………………………….. 3
1. Základné pojmy titračných metód analýzy......7
2. Titračné metódy a metódy…………………………………………...9
3. Výpočet molárna hmota ekvivalenty …………………16
4. Metódy vyjadrenia kvantitatívneho zloženia roztokov
v titrimetrii………………………………………………………..21
4.1. Riešenie typických problémov o metódach vyjadrovania
kvantitatívne zloženie roztokov……………….……25
4.1.1. Výpočet koncentrácie roztoku na základe 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 na prípravu riešení
rôznymi spôsobmi …………………………………..39
5.2. Úlohy na samostatné riešenie……………………….48
6. Výpočet výsledkov titračnej analýzy 51
6.1. Výpočet priamych a substitučných výsledkov
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. Oxidačno-redukčná 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. Dopredná a spätná titrácia……..92
9. Komplexná metóda; 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 z titrovania
analytické metódy ……………………………………………………………… 117
11.1. Plán na splnenie individuálnej úlohy 117
11.2. Možnosti jednotlivých úloh……………………….123
Odpovede na problémy ……………………………………………………………………… 124
Symboly………………………………………………………….…127
Dodatok…………………………………………………………...128
VZDELÁVACIE VYDANIE
ANALYTICKÁ CHÉMIA
7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok
7.1. Kyseliny
Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydróniové ióny H 3 O +).
Iná definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).
Tabuľka 7.1
Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí
| Kyslý vzorec | Názov kyseliny | Zvyšok kyseliny (anión) | Názov solí (priemer) |
|---|---|---|---|
| HF | fluorovodík (fluorovodík) | F − | Fluoridy |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | Cl - | Chloridy |
| HBr | bromovodíkový | Br− | Bromides |
| AHOJ | Hydrojodid | Ja - | Jodidy |
| H2S | Sírovodík | S 2- | Sulfidy |
| H2SO3 | Síravý | SO 3 2 - | Sulfity |
| H2SO4 | Sírový | SO 4 2 - | Sulfáty |
| HNO2 | Dusíkatý | NO2- | Dusitany |
| HNO3 | Dusík | NIE 3 - | Dusičnany |
| H2Si03 | Silikón | Si032 - | Silikáty |
| HPO 3 | Metafosforečné | PO 3 - | Metafosfáty |
| H3PO4 | Ortofosforečná | PO 4 3 − | Ortofosfáty (fosfáty) |
| H4P207 | Pyrofosforečné (bifosforečné) | P2074- | Pyrofosfáty (difosfáty) |
| HMn04 | mangán | Mn04- | Manganistan |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 - | Chromáty |
| H2Cr207 | Dichrome | Cr2072 - | Dichrómany (bichromáty) |
| H2Se04 | Selén | Se042 - | selenáty |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoboráty |
| HClO | Chlórny | ClO – | Chlórnany |
| HCl02 | Chlorid | ClO2- | Chloritany |
| HCl03 | Chlorous | ClO3- | Chlorečnany |
| HCl04 | Chlór | ClO 4 - | Chloristany |
| H2CO3 | Uhlie | CO 3 3 - | Uhličitany |
| CH3COOH | Ocot | CH 3 COO − | Acetáty |
| HCOOH | Ant | HCOO - | Formiáty |
Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kvapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tieto kyseliny môžu existovať ako jednotlivo (100% forma), tak aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad H2SO4, HN03, H3P04, CH3COOH sú známe jednotlivo aj v roztokoch.
Mnohé kyseliny sú známe len v roztokoch. Sú to všetky halogenovodíky (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), uhličitá H 2 CO 3, kyselina sírová H 2 SO 3, čo sú roztoky plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmes HCl a H 2 O, kyselina uhličitá je zmes CO 2 a H 2 O. Je zrejmé, že použitie výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkovej“ je nesprávne.
Väčšina kyselín je rozpustná vo vode, kyselina kremičitá H 2 SiO 3 je nerozpustná. Prevažná väčšina kyselín má molekulárna štruktúra. Príklady štruktúrne vzorce kyseliny:
Vo väčšine molekúl kyseliny obsahujúcich kyslík sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Ale existujú výnimky:
Kyseliny sa klasifikujú podľa viacerých charakteristík (tabuľka 7.2).
Tabuľka 7.2
Klasifikácia kyselín
| Klasifikačný znak | Kyslý typ | Príklady |
|---|---|---|
| Počet vodíkových iónov vytvorených po úplnej disociácii molekuly kyseliny | Monobase | HCl, HN03, CH3COOH |
| Dibasic | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Tribasic | H3PO4, H3As04 | |
| Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule | Obsah kyslíka ( kyslé hydroxidy, oxokyseliny) | HNO2, H2Si03, H2SO4 |
| Bez kyslíka | HF, H2S, HCN | |
| Stupeň disociácie (sila) | Silné (úplne disociované, silné elektrolyty) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (zriedená), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Slabé (čiastočne disociované, slabé elektrolyty) | HF, HN02, H2S03, HCOOH, CH3COOH, H2SiO3, H2S, HCN, H3PO4, H3PO3, HClO, HClO2, H2CO3, H3BO 3, H2S04 (konc) | |
| Oxidačné vlastnosti | Oxidačné činidlá v dôsledku H+ iónov (podmienečne neoxidačné kyseliny) | HCl, HBr, HI, HF, H2S04 (zriedená), H3P04, CH3COOH |
| Oxidačné činidlá spôsobené aniónom (oxidačné kyseliny) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Aniónové redukčné činidlá | HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF) | |
| Tepelná stabilita | Existovať iba v riešeniach | H2C03, H2S03, HClO, HCl02 |
| Pri zahrievaní sa ľahko rozkladá | H2S03, HN03, H2Si03 | |
| Tepelne stabilný | H2S04 (konc), H3P04 |
Všetky všeobecné Chemické vlastnosti kyseliny sú spôsobené prítomnosťou nadbytku vodíkových katiónov H + (H 3 O +) v ich vodných roztokoch.
1. Vodné roztoky kyselín vplyvom nadbytku iónov H + menia farbu lakmusovej fialovej a metyloranžovej na červenú (fenolftaleín nemení farbu a zostáva bezfarebný). Vo vodnom roztoku slabej kyseliny uhličitej nie je lakmus červený, ale ružový, roztok nad zrazeninou veľmi slabej kyseliny kremičitej farbu indikátorov vôbec nemení.
2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kapitolu 6).
Príklad 7.1. Na uskutočnenie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.
Riešenie. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:
BaO + H2S04 = BaS04↓ + H20
BaO + SO3 = BaSO4
Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:
BaO + SO2 = BaS03
Odpoveď: 3).
3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodné roztoky s tvorbou amónnych solí:
HCl + NH3 = NH4CI - chlorid amónny;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - síran amónny.
4. Neoxidačné kyseliny reagujú s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivít až po vodík za vzniku soli a uvoľňovania vodíka:
H2S04 (zriedená) + Fe = FeS04 + H2
2HCl + Zn = ZnCl2 = H2
Interakcia oxidačných kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovmi je veľmi špecifická a zvažuje sa pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.
5. Kyseliny interagujú so soľami. Reakcia má niekoľko funkcií:
a) vo väčšine prípadov, keď silnejšia kyselina interaguje so soľou, viac slabá kyselina vzniká soľ slabej kyseliny a slabej kyseliny, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytláča slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:
Príklady reakcií:
2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02
H2CO3 + Na2SiO3 = Na2C03 + H2Si03 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H2S04 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4
Neinteragujú medzi sebou, napríklad KCl a H 2 SO 4 (zriedený), NaNO 3 a H 2 SO 4 (zriedený), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3COOK a H2C03;
b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča silnejšiu zo soli:
CuS04 + H2S = CuS↓ + H2S04
3AgN03 (zriedený) + H3P04 = Ag3P04↓ + 3HNO3.
Takéto reakcie sú možné, keď sa zrazeniny výsledných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2SO4 a HNO3);
c) v prípade tvorby zrazenín, ktoré sú nerozpustné v silných kyselinách, môže dôjsť k reakcii medzi silnou kyselinou a soľou tvorenou inou silnou kyselinou:
BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Príklad 7.2. Uveďte riadok obsahujúci vzorce látok, ktoré reagujú s H 2 SO 4 (zriedená).
1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF;2) Cu(OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn(OH)2.
Riešenie. Všetky látky v riadku 4 interagujú s H2SO4 (zriedené):
Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H20 + SO2
Mg + H2S04 = MgS04 + H2
Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20
V riadku 1) nie je možná reakcia s KCl (p-p), v riadku 2) - s Ag, v rade 3) - s NaNO 3 (p-p).
Odpoveď: 4).
6. Koncentrovaná kyselina sírová sa pri reakciách so soľami správa veľmi špecificky. Je to neprchavá a tepelne stabilná kyselina, preto vytláča všetky silné kyseliny z pevných (!) solí, pretože sú prchavejšie ako H2SO4 (conc):
KCl (tv) + H2S04 (konc.) KHS04 + HCl
2KCl (s) + H2S04 (konc) K2S04 + 2HCl
Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú len s koncentrovanou kyselinou sírovou a len v pevnom stave
Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová, na rozdiel od zriedenej, reaguje:
3) KNO 3 (tv);
Riešenie. Obe kyseliny reagujú s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 P04 a iba H 2 SO 4 (konc.) reaguje s KNO 3 (tuhá látka).
Odpoveď: 3).
Spôsoby výroby kyselín sú veľmi rozmanité.
Anoxické kyseliny prijať:
- rozpustením príslušných plynov vo vode:
HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)
H2S (g) + H20 (1) → H2S (roztok)
- zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H2S04 (konc) = KHS04 + HCl
Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03
Kyslík obsahujúce kyseliny prijať:
- rozpustenie zodpovedajúceho kyslých oxidov vo vode, pričom stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (s výnimkou NO 2):
N205 + H20 = 2HN03
S03 + H20 = H2S04
P205 + 3H202H3P04
- oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:
S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20
- vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vyzráža zrazenina nerozpustná vo výsledných kyselinách):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (zriedený) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
- vytesnením prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.
Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá, tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:
NaN03 (tv) + H2SO4 (konc.) NaHS04 + HNO3
KClO4 (tv) + H2SO4 (konc.) KHS04 + HClO4
- vytesnenie slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:
Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 3CaS04↓ + 2H3P04
NaN02 + HCl = NaCl + HN02
K2Si03 + 2HBr = 2KBr + H2Si03 ↓
