9 zásaditých kyselín v chémii. Anorganické kyseliny

Názvy niektorých anorganických kyselín a solí

Dovoľte mi v krátkosti pripomenúť na konkrétnych príkladoch, ako by sa soli mali správne nazývať.

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. Poznámka: v tomto prípade musíme kov nielen pomenovať, ale aj uviesť jeho mocnosť (III). V predchádzajúcom príklade to nebolo potrebné, pretože valencia sodíka je konštantná.

Dôležité: názov soli by mal označovať valenciu kovu iba vtedy, ak má kov premenlivú mocnosť!

Príklad 3. Ba(ClO) 2 - soľ obsahuje 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 (dvojchróman).

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.

Dovoľte mi v krátkosti pripomenúť na konkrétnych príkladoch, ako by sa soli mali správne nazývať.

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. Poznámka: v tomto prípade musíme kov nielen pomenovať, ale aj uviesť jeho mocnosť (III). V predchádzajúcom príklade to nebolo potrebné, pretože valencia sodíka je konštantná.

Dôležité: názov soli by mal označovať valenciu kovu iba vtedy, ak má kov premenlivú mocnosť!

Príklad 3. Ba(ClO) 2 - soľ obsahuje 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 (dvojchróman).

Vo vyššie uvedených príkladoch sme sa stretli len s tzv. stredné alebo normálne soli. Kyslé, zásadité, podvojné a komplexné soli, soli organických kyselín tu nebudeme rozoberať.

Ak vás zaujíma nielen názvoslovie solí, ale aj spôsoby ich prípravy a chemické vlastnosti, odporúčam vám pozrieť si príslušné časti chemickej referenčnej knihy: "

Pozrime sa na najbežnejšie kyslé vzorce, ktoré sa nachádzajú v učebniciach:

Je ľahké si všimnúť, že všetky vzorce kyseliny majú spoločnú prítomnosť atómov vodíka (H), ktorá je vo vzorci na prvom mieste.

Stanovenie mocenstva 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 ich vzorce obsahujú dva atómy H. Molekula trojsýtnej kyseliny fosforečnej obsahuje tri atómy vodíka.

Množstvo H vo vzorci teda charakterizuje zásaditosť kyseliny.

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 bezkyslíkaté.

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 kyseliny dusičnej, chloristej a dusnej majú rovnakú mocnosť. Valencia zvyšku kyseliny sírovej (S04) je dve, pretože v jeho vzorci sú dva atómy vodíka. Trojmocný zvyšok kyseliny fosforečnej.

Kyslé zvyšky - 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 kyslého zvyšku je číselne rovnaký ako jeho valencia. Napríklad v kyseline kremičitej, ktorej vzorec je H2Si03, má kyslý zvyšok Si03 valenciu II a náboj 2-. Keď teda poznáme náboj kyslého zvyšku, je ľahké určiť jeho valenciu a naopak.

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

Tipy

Chemické vzorce kyselín sa zvyčajne učia naspamäť, rovnako ako ich názvy. Ak ste zabudli, koľko atómov vodíka je v konkrétnom vzorci, ale viete, ako vyzerá jeho kyslý zvyšok, pomôže vám tabuľka rozpustnosti. Náboj zvyšku sa zhoduje v module s valenciou a s množstvom H. Napríklad si pamätáte, že zvyšok kyseliny uhličitej je CO 3 . Pomocou tabuľky rozpustnosti určíte, že jeho náboj je 2-, čo znamená, že je dvojmocný, to znamená, že 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 -istaya (sírnatý, dusíkatý).

Tieto rady vám však pomôžu len vtedy, ak sú vám receptúry kyselín známe. Zopakujme si ich ešte raz.

Kyseliny- komplexné látky pozostávajúce z jedného alebo viacerých atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov a kyslými zvyškami.

Klasifikácia kyselín

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

n= 1 monobáza

n= 2 dibase

n= 3 tribáze

2. Podľa zloženia:

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

b) Tabuľka bezkyslíkatých kyselín

Fyzikálne vlastnosti kyselín

Mnohé kyseliny, ako napríklad kyselina sírová, dusičná a chlorovodíková, sú bezfarebné kvapaliny. známe sú aj tuhé kyseliny: ortofosforečná, metafosforečná HPO 3, boritý H 3 BO 3 . Takmer všetky kyseliny sú rozpustné vo vode. Príkladom nerozpustnej kyseliny je kyselina kremičitá H2Si03 . Kyslé roztoky majú kyslú chuť. Napríklad mnohému ovociu dodávajú kyslú chuť práve obsiahnuté kyseliny. Odtiaľ pochádzajú názvy kyselín: citrónová, jablčná atď.

Spôsoby výroby kyselín

Chemické vlastnosti kyselín

1. Zmeňte farbu indikátorov

2. Reagujte s kovmi v sérii aktivít až H 2

(okrem HNO 3 -Kyselina dusičná)

Video „Interakcia kyselín s kovmi“

Me + KYSELINA = SOĽ + H 2 (r. substitúcia)

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2

3. So zásaditými (amfotérnymi) oxidmi - oxidy kovov

Video „Interakcia oxidov kovov s kyselinami“

Fur x O y + KYSELINA = SOĽ + H2O (vymeniť rubeľ)

4. Reagujte so zásadami – neutralizačná reakcia

KYSELINA + ZÁSADA= SOĽ+ H 2 O (vymeniť rubeľ)

H3P04 + 3 NaOH = Na3P04 + 3 H20

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

2 NaCl (tv.) + H2S04 (konc.) = Na2S04 + 2HCl ( R . výmena )

Video „Interakcia kyselín so soľami“

6. Rozklad kyselín obsahujúcich kyslík pri zahrievaní

(okrem H 2 SO 4 ; H 3 P.O. 4 )

KYSELINA = OXID KYSELINY + VODA (r. rozšírenie)

Pamätajte!Nestále kyseliny (uhličité a sírové kyseliny) – rozkladajú sa na plyn a vodu:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kyselina sírovodík v produktoch uvoľnený ako plyn:

CaS + 2HCl = H2S+ ccaCl2

ZADÁVACIE ÚLOHY

č. 1. Rozdeľte chemické vzorce kyselín do tabuľky. Dajte im mená:

LiOH, Mn207, CaO, Na3P04, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr203, HI, HCl04, HBr, CaCl2, Na20, HCl, H2SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Kyseliny

Bes-sour-

natívny

Obsahujúce kyslík

rozpustný

nerozpustný

jeden-

základné

dvojzákladný

trojzákladný

č. 2. Napíšte reakčné rovnice:

Ca + HCl

Na+H2S04

Al+H2S

Ca+H3P04
Pomenujte produkty reakcie.

č. 3. Napíšte reakčné rovnice a pomenujte produkty:

Na20 + H2C03

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe203 + H2S04

č. 4. Napíšte rovnice pre reakcie kyselín so zásadami a soľami:

KOH + HNO3

NaOH + H2S03

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2Si03

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Pomenujte produkty reakcie.

CVIČENIA

Tréner č.1. "Vzorec a názvy kyselín"

Tréner č.2. "Nastavenie korešpondencie: vzorec kyseliny - vzorec oxidu"

Bezpečnostné opatrenia - Prvá pomoc v prípade kontaktu kyseliny s pokožkou

Bezpečnostné opatrenia -

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

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 kyslík aj kyseliny obsahujúce kyslík 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 amfotérnymi oxidmi) za vzniku solí, napr.

H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,

2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20,

2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.

2. Schopnosť interagovať 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