Vzorce anorganických kyselín. anorganické kyseliny

kyseliny- elektrolyty, pri ktorých disociácii z kladné ióny tvoria sa iba ióny H +:

HN03↔ H++ N03-;

CH 3 COOH ↔ H + +CH 3 COO -.

Všetky kyseliny sú rozdelené na anorganické a organické (karboxylové), ktoré majú tiež svoje vlastné (vnútorné) klasifikácie.

Za normálnych podmienok existuje značné množstvo anorganických kyselín v kvapalnom stave, niektoré v pevnom stave (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organické kyseliny do 3 atómov uhlíka sú ľahko pohyblivé, bezfarebné kvapaliny s charakteristickým štipľavým zápachom; kyseliny so 4-9 atómami uhlíka sú olejové kvapaliny s nepríjemným zápachom a kyseliny s veľká kvantita atómy uhlíka sú pevné látky, ktoré sú nerozpustné vo vode.

Chemické vzorce kyselín

Zvážte chemické vzorce kyselín na príklade niekoľkých zástupcov (anorganických aj organických): kyselina chlorovodíková -HCl, kyselina sírová - H 2 SO 4, kyselina fosforečná - H 3 PO 4, kyselina octová - CH 3 COOH a kyselina benzoová - C6H5COOH. Chemický vzorec ukazuje kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly (koľko a ktoré atómy obsahuje konkrétna zlúčenina) Podľa chemického vzorca môžete vypočítať molekulovej hmotnosti kyseliny (Ar(H) = 1 amu, Ar(Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 au, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 amu):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H2SO4) \u003d 2 × 1 + 32 + 4 × 16 \u003d 2 + 32 + 64 \u003d 98.

Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H3PO 4) \u003d 3 × 1 + 31 + 4 × 16 \u003d 3 + 31 + 64 \u003d 98.

Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH3COOH) = 3x12 + 4x1 + 2x16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C6H5COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C6H5COOH) = 7x12 + 6x1 + 2x16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Štrukturálne (grafické) vzorce kyselín

Štrukturálny (grafický) vzorec látky je viac vizuálny. Ukazuje, ako sú atómy navzájom spojené v molekule. Označme štruktúrne vzorce každej z vyššie uvedených zlúčenín:

Ryža. jeden. Štrukturálny vzorec kyselina chlorovodíková.

Ryža. 2. Štruktúrny vzorec kyseliny sírovej.

Ryža. 3. Štruktúrny vzorec kyseliny fosforečnej.

Ryža. 4. Štruktúrny vzorec kyseliny octovej.

Ryža. 5. Štruktúrny vzorec kyseliny benzoovej.

Iónové vzorce

Všetky anorganické kyseliny sú elektrolyty, t.j. schopné disociovať vo vodnom roztoku na ióny:

HCl ↔ H + + Cl -;

H2S04 ↔ 2H++ S04 2-;

H3P04 ↔ 3H++ P04 3-.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie Pri úplnom spaľovaní 6 g organickej hmoty Vzniklo 8,8 g oxidu uhoľnatého (IV) a 3,6 g vody. Určte molekulový vzorec spálenej látky, ak je známa jej molárna hmotnosť 180 g/mol.
Riešenie Urobme schému spaľovacej reakcie organická zlúčenina označujúci počet atómov uhlíka, vodíka a kyslíka ako „x“, „y“ a „z“, v tomto poradí:

CxHyOz + Oz ->C02 + H20.

Určme hmotnosti prvkov, ktoré tvoria túto látku. Hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z periodickej tabuľky D.I. Mendelejev, zaokrúhlené na celé čísla nahor: Ar(C) = 12 am.u., Ar(H) = 1 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u.

m(C) = n(C)xM(C) = n(C02)xM(C) = xM(C);

m(H) = n(H)xM(H) = 2xn(H20)xM(H)=xM(H);

Vypočítajte molárne hmotnosti oxidu uhličitého a vody. Ako je známe, molárna hmotnosť molekuly sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností atómov, ktoré tvoria molekulu (M = Mr):

M(C02) \u003d Ar (C) + 2 x Ar (O) \u003d 12+ 2 x 16 \u003d 12 + 32 \u003d 44 g/mol;

M(H20) \u003d 2 x Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 x 1 + 16 \u003d 2 + 16 \u003d 18 g/mol.

m(C) = x 12 = 2,4 g;

m (H) \u003d 2 × 3,6 / 18 × 1 \u003d 0,4 g.

m(O) \u003d m (C x HyOz) - m (C) - m (H) \u003d 6 - 2,4 - 0,4 \u003d 3,2 g.

Definujme chemický vzorec zlúčeniny:

x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(0)/Ar(0);

x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16;

x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1:2:1.

Prostriedky najjednoduchší vzorec CH20 zlúčeniny molárna hmota 30 g/mol.

Aby sme našli skutočný vzorec organickej zlúčeniny, nájdeme pomer skutočnej a získanej molárnej hmotnosti:

M látka / M (CH20) \u003d 180/30 \u003d 6.

To znamená, že indexy atómov uhlíka, vodíka a kyslíka by mali byť 6-krát vyššie, t.j. vzorec látky bude vyzerať ako C6H12O6. Je to glukóza alebo fruktóza.
Odpoveď C6H1206

PRÍKLAD 2

Cvičenie Odvoďte najjednoduchší vzorec zlúčeniny, v ktorej hmotnostný podiel fosforu je 43,66 % a hmotnostný podiel kyslíka je 56,34 %.
Riešenie Hmotnostný zlomok prvok X v molekule zloženia HX sa vypočíta z nasledujúci vzorec:

ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %.

Označme počet atómov fosforu v molekule ako „x“ a počet atómov kyslíka ako „y“

Nájdite zodpovedajúceho príbuzného atómové hmotnosti prvky fosforu a kyslíka (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva sú zaokrúhlené na celé čísla).

Ar(P) = 31; Ar(0) = 16.

Percento prvkov delíme zodpovedajúcimi relatívnymi atómovými hmotnosťami. Nájdeme teda vzťah medzi počtom atómov v molekule zlúčeniny:

x:y = co(P)/Ar(P): co(0)/Ar(0);

x:y = 43,66/31: 56,34/16;

x:y: = 1,4 : 3,5 = 1 : 2,5 = 2 : 5.

To znamená, že najjednoduchší vzorec pre kombináciu fosforu a kyslíka má formu P205. Je to oxid fosforečný (V).
Odpoveď P2O5

Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a zvyšku kyseliny sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslý zvyšok sú oxidy a nekovy kombinované s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť tvoriť soli.

Klasifikácia

Základný vzorec minerálnych kyselín je Hn Ac, kde Ac je zvyšok kyseliny. V závislosti od zloženia zvyškov kyseliny sa rozlišujú dva typy kyselín:

  • kyslík obsahujúci kyslík;
  • bez kyslíka, pozostáva iba z vodíka a nekovu.

Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.

Typ

názov

Vzorec

Kyslík

dusíkaté

dichróm

jód

Kremík - metakremík a ortokremík

H2Si03 a H4Si04

mangán

mangán

Metafosforečné

Arzén

ortofosforečnej

sírové

Tiosírová

Tetrationová

Uhlie

Fosfor

Fosfor

Chlór

Chlorid

chlórna

Chrome

cyanická

Anoxický

fluorovodíková (fluorovodíková)

chlorovodíková (chlorovodíková)

bromovodíkový

Hydrojód

Sírovodík

Kyanovodík

Okrem toho sa v súlade s vlastnosťami kyseliny klasifikujú podľa nasledujúcich kritérií:

  • rozpustnosť: rozpustný (HN03, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
  • volatilita: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
  • stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).

Ryža. 1. Schéma klasifikácie kyselín.

Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu s prídavkom morfemického -naya, -ovaya, ako aj -pure, -novataya, -novatistaya na označenie stupňa oxidácie.

Potvrdenie

Hlavné metódy získavania kyselín sú uvedené v tabuľke.

Vlastnosti

Väčšina kyselín sú tekutiny s kyslou chuťou. Volfrám, chróm, boritá a niekoľko ďalších kyselín je za normálnych podmienok v pevnom stave. Niektoré kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú to slabé kyseliny.

Ryža. 2. Kyselina chrómová.

Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:

  • s kovmi:

    Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;

  • s oxidmi:

    CaO + 2HCl \u003d CaCl2 + H20;

  • so základňou:

    H2S04 + 2KOH \u003d K2S04 + 2H20;

  • so soľami:

    Na2C03 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO2 + H20.

Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.

Kvalitatívna reakcia je možná so zmenou farby indikátora:

  • lakmus sa zmení na červenú;
  • metyl oranžová - v ružovej farbe;
  • fenolftaleín sa nemení.

Ryža. 3. Farby indikátorov pri interakcii kyseliny.

Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené schopnosťou disociovať sa vo vode za vzniku vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré nevratne reagujú s vodou (úplne disociujú), sa nazývajú silné kyseliny. Patria sem chlór, dusík, sírová a chlorovodíková.

Čo sme sa naučili?

Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorým sú nekovové atómy alebo oxid. V závislosti od charakteru zvyšku kyseliny sa kyseliny delia na anoxické a obsahujúce kyslík. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopné disociovať do vodné prostredie(rozkladajú sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov, solí. Pri interakcii s kovmi oxidy, zásady, soli, kyseliny tvoria soli.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 120.

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 zvážime hlavné kyseliny, ktoré sa študujú v stredných triedach stredných škôl, a tiež sa veľa naučíme zaujímavosti na rôznych kyselinách. 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, príslušnosti k organickej resp. anorganická trieda chemické zlúčeniny. 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 mierne 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 človek dýcha veľké množstvo H2S, môže to viesť ku kŕčom, kóme alebo dokonca okamžitej smrti.

Kyselina sírová

H2SO4 je silná kyselina sírová, s ktorým sa deti zoznamujú na hodinách chémie 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, ako aj v poľnohospodárstvo. Používa sa na výrobu rôznych hnojív, v šperkoch, pri tlači fotografií, pri výrobe lieky a farbivá, ako aj vo vojenskom priemysle.

Takéto chemické kyseliny, rovnako ako dusík, 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 jeho 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, je 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 vo svojich vlastnostiach 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) na H20 (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 s koncentráciou. 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 O) tvoria pri rozklade vodu a aj 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. pôsobiť s rôzne soli, ale len s tými, ktoré tvorí ešte slabšia kyselina.

Podľa fyzikálnych vlastností sa kyseliny od seba výrazne líšia. Koniec koncov, môžu mať vôňu a nemajú ju, a tiež byť v rôznych stavov agregácie: kvapalné, plynné a dokonca pevné. Tuhé 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 to nalievajú malé množstvo zriedenú kyselinu v kadičke, odvážte a stanovte koncentráciu podľa 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, nemožno si spomenúť úplne na 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 zapamätať bez toho, aby sme to vedeli chemický vzorec látka, ktorá je kyselinou obsahujúcou kyslík?

Všetkým anoxickým kyselinám v zložení chýba dôležitý prvok O – kyslík, no v zložení je H. Preto sa k ich názvu vždy pripisuje slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.

Ale aj podľa názvov kyselín obsahujúcich kyseliny môžete napísať vzorec. Napríklad, ak je počet atómov O v látke 4 alebo 3, potom sa k názvu vždy pridá prípona -n-, ako aj koncovka -aya-:

  • H 2 SO 4 - sírová (počet atómov - 4);
  • H 2 SiO 3 - kremík (počet atómov - 3).

Ak má látka menej ako tri atómy kyslíka alebo tri, potom sa v názve používa prípona -ist-:

  • HNO 2 - dusíkatá;
  • H 2 SO 3 - sírová.

Všeobecné vlastnosti

Všetky kyseliny chutia kyslo a často jemne kovovo. Existujú však aj iné podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.

Existujú látky, ktoré sa nazývajú indikátory. Indikátory menia svoju farbu, alebo farba zostáva, ale mení sa jej odtieň. Stáva sa to vtedy, keď na indikátory pôsobia niektoré iné látky, napríklad kyseliny.

Príkladom zmeny farby je taký produkt známy mnohým ako čaj a citrónová kyselina. 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 nereagujú s kyselinami.

V tomto článku sme skúmali najznámejšie chemické kyseliny, ako aj ich hlavné vlastnosti a rozdiely.

Zvážte najbežnejšie vzorce kyselín vo vzdelávacej literatúre:

Je ľahké vidieť, čo spája všetky vzorce kyselín, je prítomnosť atómov vodíka (H), ktorá je vo vzorci na prvom mieste.

Stanovenie valencie zvyšku kyseliny

Z vyššie uvedeného zoznamu je zrejmé, že počet týchto atómov sa môže líšiť. Kyseliny, ktoré obsahujú iba jeden atóm vodíka, sa nazývajú jednosýtne (dusičná, chlorovodíková a iné). Kyseliny sírové, uhličité a kremičité sú dvojsýtne, pretože každý z nich obsahuje dva atómy H. Molekula trojsýtnej kyseliny fosforečnej obsahuje tri atómy vodíka.

Množstvo H vo vzorci teda charakterizuje zásaditosť kyseliny.

Tento atóm alebo skupina atómov, ktoré sú napísané za vodíkom, sa nazývajú zvyšky kyselín. Napríklad v kyseline sírovodíkovej pozostáva zvyšok z jedného atómu - S, a vo fosforečnej, sírovej a mnohých ďalších - z dvoch a jedným z nich je nevyhnutne kyslík (O). Na tomto základe sú všetky kyseliny rozdelené na kyslík obsahujúce a anoxické.

Každý zvyšok kyseliny má určitú mocnosť. Rovná sa počtu atómov H v molekule tejto kyseliny. Valencia zvyšku HCl je rovná jednej, pretože ide o jednosýtnu kyselinu. Zvyšky dusíka, chloridov, kyselina dusitá. Valencia zvyšku kyseliny sírovej (S04) je dve, pretože v jeho vzorci sú dva atómy vodíka. Trojmocný zvyšok kyseliny fosforečnej.

Zvyšky kyselín - anióny

Okrem valencie majú zvyšky kyselín náboje a sú to anióny. Ich náboje sú uvedené v tabuľke rozpustnosti: CO 3 2−, S 2−, Cl − atď. Poznámka: náboj zvyšku kyseliny sa číselne zhoduje s jeho mocenstvom. Napríklad v kyseline kremičitej, ktorej vzorec je H2Si03, má kyslý zvyšok Si03 valenciu rovnajúcu sa II a náboj 2-. Keď teda poznáme náboj zvyšku kyseliny, je ľahké určiť jeho valenciu a naopak.

Zhrnúť. Kyseliny sú zlúčeniny tvorené atómami vodíka a zvyškami kyselín. Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie možno uviesť inú definíciu: kyseliny sú elektrolyty, v roztokoch a taveninách, ktorých sú katióny vodíka a anióny. kyslé zvyšky.

Tipy

Chemické vzorce kyselín sú spravidla zapamätané, rovnako ako ich názvy. Ak ste zabudli, koľko atómov vodíka je v určitom vzorci, ale viete, ako vyzerá jeho kyslý zvyšok, pomôže vám tabuľka rozpustnosti. Náboj zvyšku sa zhoduje v module s valenciou a s množstvom H. Pamätáte si napríklad, že zvyšok kyseliny uhličitej je CO 3 . Podľa tabuľky rozpustnosti určíte, že jeho náboj je 2-, čo znamená, že je dvojmocný, čiže kyselina uhličitá má vzorec H 2 CO 3.

Často dochádza k zámene so vzorcami kyseliny sírovej a sírovej, ako aj kyseliny dusičnej a dusičnej. Aj tu je jeden bod, ktorý uľahčuje zapamätanie: názov kyseliny z dvojice, v ktorej je viac atómov kyslíka, končí na -naya (sírová, dusičná). Kyselina s menším počtom atómov kyslíka vo vzorci má názov zakončený na -ista (sírnatý, dusíkatý).

Tieto tipy vám však pomôžu len vtedy, ak poznáte vzorce s kyselinami. Zopakujme si ich ešte raz.

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 komplexom anorganické látky Existuje 5 hlavných tried, menovite 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 prakticky všetky oxidy nekovov, s výnimkou nesoľného 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.

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 zapísať 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 dusíkatý (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 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 existovať akékoľvek anióny 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 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

Triviálnymi názvami sa rozumejú názvy látok nesúvisiacich alebo slabo súvisiacich 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
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
Podobné príspevky