Kyseliny- komplexní látky sestávající z jednoho nebo více atomů vodíku, které mohou být nahrazeny atomy kovu, a kyselých zbytků.
Klasifikace kyselin
1. Podle počtu atomů vodíku: počet atomů vodíku ( n ) určuje zásaditost kyselin:
n= 1 monobáze
n= 2 dibase
n= 3 tribase
2. Podle složení:
a) Tabulka kyselin obsahujících kyslík, zbytků kyselin a odpovídajících oxidů kyselin:
|
Kyselina (H n A) |
Zbytek kyseliny (A) |
Odpovídající kysličník |
|
H 2 SO 4 sírová |
S04(II) sulfát |
SO3 oxid sírový (VI) |
|
dusík HNO3 |
N03(I)dusičnan |
N 2 O 5 oxid dusnatý (V) |
|
HMnO 4 mangan |
manganistan Mn04 (I). |
Mn207 oxid manganatý ( VII) |
|
H 2 SO 3 sirnatá |
S03(II) siřičitan |
SO2 oxid sírový (IV) |
|
H 3 PO 4 ortofosforečná |
PO 4 (III) orthofosfát |
P 2 O 5 oxid fosforečný (V) |
|
HNO 2 dusíkaté |
NO 2 (I) dusitan |
N 2 O 3 oxid dusnatý (III) |
|
H 2 CO 3 uhlí |
CO3(II) uhličitan |
CO2 kysličník uhelnatý ( IV) |
|
H 2 SiO 3 křemík |
Si03(II) křemičitan |
SiO 2 oxid křemičitý |
|
HClO chlorná |
Chlornan ClO(I). |
C l 2 O oxid chloru (I) |
|
HC102 chlorid |
ClO2 (já) chloritan |
C l 2 O 3 oxid chloru (III) |
|
HClO 3 chlorečnan |
ClO 3 (I) chlorečnan |
C l 2 O 5 oxid chloru (V) |
|
HClO 4 chlor |
Cl04(I) chloristan |
C l 2 O 7 oxid chloru (VII) |
b) Tabulka bezkyslíkatých kyselin
|
Kyselina (H n A) |
Zbytek kyseliny (A) |
|
HCl chlorovodíková, chlorovodíková |
Cl(I) chlorid |
|
H2S sirovodík |
S(II) sulfid |
|
HBr bromovodík |
Br(I) bromid |
|
HI jodovodík |
I(I)jodid |
|
HF fluorovodík, fluorid |
F(I) fluorid |
Fyzikální vlastnosti kyselin
Mnoho kyselin, jako je sírová, dusičná a chlorovodíková, jsou bezbarvé kapaliny. známé jsou také pevné kyseliny: ortofosforečná, metafosforečná HPO 3, boritý H 3 BO 3 . Téměř všechny kyseliny jsou rozpustné ve vodě. Příkladem nerozpustné kyseliny je kyselina křemičitá H2SiO3 . Kyselé roztoky mají kyselou chuť. Mnoha druhům ovoce například propůjčují kyselou chuť obsažené kyseliny. Odtud názvy kyselin: citrónová, jablečná atd.
Způsoby výroby kyselin
|
bez kyslíku |
obsahující kyslík |
|
HC1, HBr, HI, HF, H2S |
HNO 3, H 2 SO 4 a další |
|
PŘIJÍMÁNÍ |
|
|
1. Přímá interakce nekovů H2 + Cl2 = 2 HCl |
1. Oxid kyselý + voda = kyselina S03 + H20 = H2S04 |
|
2. Výměnná reakce mezi solí a méně těkavou kyselinou 2 NaCl (tv.) + H2SO4 (konc.) = Na2S04 + 2HCl |
|
Chemické vlastnosti kyselin
1. Změňte barvu indikátorů
|
Název indikátoru |
Neutrální prostředí |
Kyselé prostředí |
|
Lakmus |
fialový |
Červené |
|
Fenolftalein |
Bezbarvý |
Bezbarvý |
|
Methyl pomeranč |
oranžový |
Červené |
|
Univerzální indikátorový papír |
oranžový |
Červené |
2. Reagujte s kovy v řadě aktivit až H 2
(kromě HNO 3 -Kyselina dusičná)
Video "Interakce kyselin s kovy"
Me + KYSELINA = SŮL + H 2 (r. substituce)
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H2
3. S bazickými (amfoterními) oxidy - oxidy kovů
Video "Interakce oxidů kovů s kyselinami"
Fur x O y + KYSELINA = SŮL + H2O (vyměnit rubl)
4. Reagujte s bázemi – neutralizační reakce
KYSELINA + ZÁSADA= SŮL+ H 2 Ó (vyměnit rubl)
H3P04 + 3 NaOH = Na3P04 + 3 H20
5. Reagujte se solemi slabých těkavých kyselin - pokud se tvoří kyselina, sráží se nebo se uvolňuje plyn:
2 NaCl (tv.) + H2SO4 (konc.) = Na2S04 + 2HCl ( R . výměna )
Video "Interakce kyselin se solemi"
6. Rozklad kyselin obsahujících kyslík při zahřívání
(kromě H 2 TAK 4 ; H 3 P.O. 4 )
KYSELINA = OXID KYSELINA + VODA (r. expanze)
Pamatovat si!Nestálé kyseliny (kyseliny uhličité a siřičité) – rozkládají se na plyn a vodu:
H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2
Kyselina sirovodík v produktech uvolněný jako plyn:
CaS + 2HCl = H2S+ ccaCl2
ZADÁVACÍ ÚKOLY
Č.1. Distribuovat chemické vzorce kyseliny v tabulce. Dejte jim jména:
LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Kyseliny
bes-sour-
rodák
Obsahující kyslík
rozpustný
nerozpustný
jeden-
základní
dvouzákladní
třízákladní
č. 2 Napište reakční rovnice:
Ca+HCl
Na+H2S04
Al+H2S
Ca + H3PO4
Pojmenujte reakční produkty.
č. 3. Napište reakční rovnice a pojmenujte produkty:
Na20 + H2C03
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe203 + H2SO4
č. 4. Napište rovnice pro reakce kyselin se zásadami a solemi:
KOH + HNO3
NaOH + H2SO3
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na2Si03
H2SO4 + K2CO3
HNO3 + CaCO3
Pojmenujte reakční produkty.
CVIČENÍ
Trenér č. 1. "Vzorec a názvy kyselin"
Trenér č. 2. "Zavedení korespondence: vzorec kyseliny - vzorec oxidu"
Bezpečnostní opatření - První pomoc při kontaktu kyseliny s pokožkou
Bezpečnostní opatření -
Názvy některých anorganických kyselin a solí
| Kyselinové vzorce | Názvy kyselin | Názvy odpovídajících solí |
| HC104 | chlór | chloristany |
| HClO3 | chlorný | chlorečnany |
| HClO2 | chlorid | chloritany |
| HC1O | chlorný | chlornany |
| H5IO6 | jód | periodáty |
| HIO 3 | jodový | jodičnany |
| H2SO4 | sírový | sírany |
| H2SO3 | sirný | siřičitany |
| H2S2O3 | thiosíru | thiosírany |
| H2S4O6 | tetrathionové | tetrathionáty |
| HNO3 | dusík | dusičnany |
| HNO2 | dusíkaté | dusitany |
| H3PO4 | ortofosforečné | ortofosfáty |
| HPO 3 | metafosforečné | metafosfáty |
| H3PO3 | fosfor | fosfity |
| H3PO2 | fosfor | fosfornany |
| H2CO3 | uhlí | uhličitany |
| H2SiO3 | křemík | silikáty |
| HMnO4 | mangan | manganistan |
| H2MnO4 | mangan | manganáty |
| H2CrO4 | chrom | chromany |
| H2Cr2O7 | dichrom | dichromany |
| HF | fluorovodík (fluorid) | fluoridy |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | chloridy |
| HBr | bromovodíkový | bromidy |
| AHOJ | jodovodík | jodidy |
| H2S | sirovodík | sulfidy |
| HCN | kyanovodík | kyanidy |
| HOCN | tyrkysová | kyanáty |
Dovolte mi krátce připomenout konkrétní příklady jak správně nazývat soli.
Příklad 1. Sůl K 2 SO 4 je tvořena zbytkem kyseliny sírové (SO 4) a kovem K. Soli kyseliny sírové se nazývají sírany. K 2 SO 4 - síran draselný.
Příklad 2. FeCl 3 - sůl obsahuje železo a zbytek kyseliny chlorovodíkové(Cl). Název soli: chlorid železitý. Poznámka: v v tomto případě musíme kov nejen pojmenovat, ale také označit jeho mocenství (III). V předchozím příkladu to nebylo nutné, protože valence sodíku je konstantní.
Důležité: název soli by měl označovat mocenství kovu pouze v případě, že má kov proměnnou mocnost!
Příklad 3. Ba(ClO) 2 - sůl obsahuje baryum a zbytek kyseliny chlorné (ClO). Název soli: chlornan barnatý. Valence kovu Ba ve všech jeho sloučeninách je dvě, není třeba ji uvádět.
Příklad 4. (NH4)2Cr207. Skupina NH 4 se nazývá amonná, valence této skupiny je konstantní. Název soli: dichroman amonný (dichroman).
Ve výše uvedených příkladech jsme se setkali pouze s tzv. střední nebo normální soli. Kyselé, zásadité, podvojné a komplexní soli, soli organických kyselin zde nebudeme rozebírat.
| Bez kyslíku: | Zásaditost | Název soli |
| HCl - chlorovodíková (chlorovodíková) | jednosložkový | chlorid |
| HBr - bromovodík | jednosložkový | bromid |
| HI - hydrojodid | jednosložkový | jodid |
| HF - fluorovodíková (fluorová) | jednosložkový | fluorid |
| H 2 S - sirovodík | dibazický | sulfid |
| Obsahující kyslík: | ||
| HNO 3 – dusík | jednosložkový | dusičnan |
| H 2 SO 3 - sirnatá | dibazický | siřičitan |
| H 2 SO 4 – sírová | dibazický | síran |
| H 2 CO 3 - uhlí | dibazický | uhličitan |
| H 2 SiO 3 - křemík | dibazický | silikát |
| H 3 PO 4 - ortofosforečná | tribasic | orthofosfát |
soli – komplexní látky, které se skládají z atomů kovů a kyselých zbytků. Jedná se o nejpočetnější třídu anorganických sloučenin.
Klasifikace. Podle složení a vlastností: střední, kyselé, zásadité, dvojité, smíšené, komplexní
Střední soli jsou produkty úplného nahrazení atomů vodíku vícesytné kyseliny atomy kovů.
Při disociaci vznikají pouze kationty kovů (neboli NH 4 +). Například:
Na2S04®2Na++SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Kyselé soli jsou produkty neúplného nahrazení atomů vodíku vícesytné kyseliny atomy kovů.
Při disociaci dávají kationty kovů (NH 4 +), vodíkové ionty a anionty zbytku kyseliny, například:
NaHC03® Na+ + HCO « H + +CO.
Zásadité soli jsou produkty neúplného nahrazení OH skupin - odpovídající báze kyselými zbytky.
Po disociaci produkují kovové kationty, hydroxylové anionty a zbytek kyseliny.
Zn(OH)Cl® + + Cl - « Zn2+ + OH - + Cl-.
Podvojné soli obsahují dva kationty kovů a po disociaci poskytují dva kationty a jeden anion.
KAl(SO 4) 2® K+ + Al 3+ + 2SO
Komplexní soli obsahují složité kationty nebo anionty.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Genetický vztah mezi různými třídami sloučenin
EXPERIMENTÁLNÍ ČÁST
Vybavení a náčiní: stojan se zkumavkami, pračka, lihová lampa.
Činidla a materiály: červený fosfor, oxid zinečnatý, Zn granule, prášek hašeného vápna Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 roztoky NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, univerzální indikátorový papírek, roztok fenolftaleinu, methyloranž, destilovaná voda.
Zakázka
1. Nalijte oxid zinečnatý do dvou zkumavek; do jedné přidejte kyselý roztok (HCl nebo H 2 SO 4) a do druhé alkalický roztok (NaOH nebo KOH) a mírně zahřejte na lihové lampě.
Pozorování: Rozpouští se oxid zinečnatý v kyselém a alkalickém roztoku?
Napište rovnice
Závěry: 1.K jakému typu oxidu patří ZnO?
2. Jaké vlastnosti mají amfoterní oxidy?
Příprava a vlastnosti hydroxidů
2.1. Špičku univerzálního indikátorového proužku ponořte do alkalického roztoku (NaOH nebo KOH). Porovnejte výslednou barvu indikátorového proužku se standardní barevnou škálou.
Pozorování: Zaznamenejte hodnotu pH roztoku.
2.2. Vezměte čtyři zkumavky, do první nalijte 1 ml roztoku ZnSO 4, do druhé CuSO 4, do třetí AlCl 3 a do čtvrté FeCl 3. Do každé zkumavky přidejte 1 ml roztoku NaOH. Napište pozorování a rovnice pro probíhající reakce.
Pozorování: Dochází k vysrážení, když se do solného roztoku přidá zásada? Uveďte barvu sedimentu.
Napište rovnice probíhající reakce (v molekulární a iontové formě).
Závěry: Jak lze připravit hydroxidy kovů?
2.3. Polovinu sedimentů získaných v experimentu 2.2 přeneste do jiných zkumavek. Jednu část sedimentu ošetřete roztokem H 2 SO 4 a druhou roztokem NaOH.
Pozorování: Dochází k rozpouštění sraženiny, když se ke sraženině přidají zásady a kyselina?
Napište rovnice probíhající reakce (v molekulární a iontové formě).
Závěry: 1.Jaké typy hydroxidů jsou Zn(OH)2, Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)3?
2. Jaké mají vlastnosti? amfoterní hydroxidy?
Získávání solí.
3.1. Do zkumavky nalijte 2 ml roztoku CuSO 4 a do tohoto roztoku ponořte očištěný nehet. (Reakce je pomalá, změny na povrchu nehtu se objevují po 5-10 minutách).
Pozorování: Jsou nějaké změny na povrchu nehtu? Co se ukládá?
Napište rovnici pro redoxní reakci.
Závěry: S přihlédnutím k rozsahu napětí kovů uveďte způsob získávání solí.
3.2. Vložte jednu zinkovou granuli do zkumavky a přidejte roztok HCl.
Pozorování: Dochází k vývoji plynu?
Napište rovnici
Závěry: Vysvětlit tato metoda získávání solí?
3.3. Nasypte trochu prášku z hašeného vápna Ca(OH) 2 do zkumavky a přidejte roztok HCl.
Pozorování: Dochází k vývoji plynu?
Napište rovnici probíhající reakce (v molekulární a iontové formě).
Závěr: 1. Jaký typ reakce je interakce mezi hydroxidem a kyselinou?
2.Jaké látky jsou produkty této reakce?
3.5. Nalijte 1 ml solných roztoků do dvou zkumavek: do první - síran měďnatý, do druhé - chlorid kobaltnatý. Přidejte do obou zkumavek kapka po kapce roztokem hydroxidu sodného, dokud se nevytvoří sraženina. Poté přidejte přebytek alkálie do obou zkumavek.
Pozorování: Uveďte změny barvy sraženiny v reakcích.
Napište rovnici probíhající reakce (v molekulární a iontové formě).
Závěr: 1. V důsledku jakých reakcí vznikají zásadité soli?
2. Jak můžete převést základní soli na střední soli?
Testovací úkoly:
1. Z uvedených látek vypište vzorce solí, zásad, kyselin: 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 oxidů odpovídající vyjmenovaným látkám 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. Které hydroxidy jsou amfoterní? Napište reakční rovnice charakterizující amfotericitu hydroxidu hlinitého a hydroxidu zinečnatého.
4. Která z následujících sloučenin bude interagovat ve dvojicích: P 2 O 5, NaOH, ZnO, AgNO 3, Na 2 CO 3, Cr(OH) 3, H 2 SO 4. Zapište rovnice pro možné reakce.
Laboratorní práceč. 2 (4 hodiny)
Předmět: Kvalitativní analýza kationtů a aniontů
Cílová: zvládnout techniku provádění kvalitativních a skupinových reakcí na kationty a anionty.
TEORETICKÁ ČÁST
Hlavním úkolem kvalitativní analýzy je zjistit chemické složení látky nacházející se v různých předmětech (biologické materiály, léky, potraviny, předměty životní prostředí). V tato práce zvažuje se kvalitativní analýza anorganické látky, což jsou elektrolyty, tedy v podstatě kvalitativní analýza iontů. Z celého souboru vyskytujících se iontů byly vybrány z medicínského a biologického hlediska nejdůležitější: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO atd.). Mnohé z těchto iontů jsou součástí různých léky a potravinářské výrobky.
V kvalitativní analýze se nepoužívají všechny možné reakce, ale pouze ty, které jsou doprovázeny jasným analytickým účinkem. Nejběžnější analytické účinky: vznik nové barvy, uvolňování plynu, tvorba sraženiny.
Existují dva zásadně odlišné přístupy ke kvalitativní analýze: zlomkové a systematické . V systematické analýze se skupinová činidla nutně používají k oddělení přítomných iontů do samostatných skupin a v některých případech do podskupin. K tomu jsou některé ionty převedeny na nerozpustné sloučeniny a některé z iontů jsou ponechány v roztoku. Po oddělení sraženiny od roztoku se analyzují odděleně.
Roztok například obsahuje ionty A1 3+, Fe 3+ a Ni 2+. Pokud je tento roztok vystaven nadbytku alkálie, vysráží se sraženina Fe(OH) 3 a Ni(OH) 2 a v roztoku zůstávají ionty [A1(OH) 4 ] -. Sraženina obsahující hydroxidy železa a niklu se částečně rozpustí při působení amoniaku v důsledku přechodu na roztok 2+. S použitím dvou činidel - alkálie a amoniaku byly získány dva roztoky: jeden obsahoval ionty [A1(OH) 4 ] -, druhý obsahoval ionty 2+ a sraženinu Fe(OH) 3 . Pomocí charakteristických reakcí se pak v roztocích a ve sraženině prokáže přítomnost určitých iontů, které je nutné nejprve rozpustit.
Systematická analýza se používá především pro detekci iontů ve složitých vícesložkových směsích. Je velmi pracný, ale jeho výhoda spočívá ve snadné formalizaci všech úkonů, které zapadají do přehledného schématu (metodiky).
K provedení frakční analýzy se používají pouze charakteristické reakce. Je zřejmé, že přítomnost jiných iontů může výrazně zkreslit výsledky reakce (překrývající se barvy, nežádoucí srážení atd.). Aby se tomu zabránilo, frakční analýza používá hlavně vysoce specifické reakce, které poskytují analytický efekt s malým počtem iontů. Pro úspěšné reakce je velmi důležité udržovat určité podmínky, zejména pH. Velmi často je při frakční analýze nutné uchýlit se k maskování, to znamená přeměně iontů na sloučeniny, které nejsou schopny produkovat analytický účinek se zvoleným činidlem. Například dimethylglyoxim se používá k detekci iontů niklu. Iont Fe2+ poskytuje podobný analytický účinek jako toto činidlo. Pro detekci Ni 2+ se iont Fe 2+ přenese na stabilní fluoridový komplex 4- nebo se oxiduje na Fe 3+, například peroxidem vodíku.
K detekci iontů v jednodušších směsích se používá frakční analýza. Doba analýzy se výrazně zkrátí, ale zároveň se od experimentátora vyžaduje hlubší znalost vzorců proudění chemické reakce, protože je poměrně obtížné vzít v úvahu v jedné konkrétní technice všechny možné případy vzájemného vlivu iontů na povahu pozorovaných analytických účinků.
V analytické praxi se používá tzv frakčně-systematické metoda. Při tomto přístupu se používá minimální počet skupinových činidel, což umožňuje nastínit taktiku analýzy obecný obrys, která se pak provádí frakční metodou.
Podle techniky provádění analytických reakcí se rozlišují reakce: sedimentární; mikrokrystalické; doprovázené uvolňováním plynných produktů; vedeno na papíře; extrakce; barevné v roztocích; zbarvení plamenem.
Při provádění sedimentačních reakcí je třeba zaznamenat barvu a povahu sraženiny (krystalická, amorfní), v případě potřeby se provedou další zkoušky: sraženina se zkontroluje na rozpustnost v silných a slabých kyselinách, zásadách a čpavku a v přebytku; činidla. Při provádění reakcí doprovázených uvolňováním plynu je zaznamenána jeho barva a vůně. V některých případech se provádějí další testy.
Pokud je například podezření, že uvolněný plyn je oxid uhelnatý (IV), prochází nadbytkem vápenné vody.
Ve zlomkovém a systematické analýzy Hojně se využívají reakce, při kterých se objeví nové zbarvení, nejčastěji se jedná o komplexační reakce nebo redoxní reakce.
V některých případech je vhodné provádět takové reakce na papíře (kapkové reakce). Činidla, která se za normálních podmínek nerozloží, se na papír nanesou předem. K detekci sirovodíku nebo sulfidových iontů se tedy používá papír impregnovaný dusičnanem olovnatým [zčernání dochází v důsledku tvorby sulfidu olovnatého]. Mnoho oxidačních činidel je detekováno pomocí jódového škrobového papíru, tzn. papír namočený v roztocích jodidu draselného a škrobu. Ve většině případů se během reakce na papír nanášejí potřebná činidla, např. alizarin pro iont A1 3+, cupron pro iont Cu 2+ atd. Pro zvýraznění barvy se používá extrakce v organické rozpouštědlo. Pro předběžné testy používají se reakce zbarvení plamenem.
Podívejme se na ty nejběžnější v naučná literatura kyselé vzorce:
Je snadné si všimnout, že všechny vzorce kyselin mají společnou přítomnost atomů vodíku (H), která je ve vzorci na prvním místě.
Stanovení valence zbytku kyseliny
Z výše uvedeného seznamu je zřejmé, že počet těchto atomů se může lišit. Kyseliny, které obsahují pouze jeden atom vodíku, se nazývají jednosytné (dusičná, chlorovodíková a další). Kyseliny sírové, uhličité a křemičité jsou dvojsytné, protože jejich vzorce obsahují dva atomy H. Molekula trojsytné kyseliny fosforečné obsahuje tři atomy vodíku.
Množství H ve vzorci tedy charakterizuje zásaditost kyseliny.
Atom nebo skupina atomů, které jsou napsány za vodíkem, se nazývají zbytky kyselin. Například v kyselině sulfidové se zbytek skládá z jednoho atomu - S, au fosforu, síry a mnoha dalších - ze dvou a jeden z nich je nutně kyslík (O). Na tomto základě jsou všechny kyseliny rozděleny na kyslík obsahující a bezkyslíkaté.
Každý zbytek kyseliny má určitou valenci. Je roven počtu atomů H v molekule této kyseliny. Valence zbytku HCl je rovna jedné, protože se jedná o jednosytnou kyselinu. Zbytky kyseliny dusičné, chloristé a dusité mají stejnou mocnost. Valence zbytku kyseliny sírové (SO 4) je dvě, protože v jeho vzorci jsou dva atomy vodíku. Zbytek trojmocné kyseliny fosforečné.
Kyselé zbytky - anionty
Kromě valence mají zbytky kyselin náboje a jsou to anionty. Jejich náboje jsou uvedeny v tabulce rozpustnosti: CO 3 2−, S 2−, Cl− a tak dále. Poznámka: náboj kyselého zbytku je číselně stejný jako jeho mocenství. Například v kyselině křemičité, jejíž vzorec je H2Si03, má zbytek kyseliny Si03 valenci II a náboj 2-. Při znalosti náboje zbytku kyseliny je tedy snadné určit jeho mocenství a naopak.
Shrnout. Kyseliny jsou sloučeniny tvořené atomy vodíku a kyselými zbytky. Z hlediska teorie elektrolytické disociace lze uvést jinou definici: kyseliny jsou elektrolyty, v jejichž roztocích a taveninách jsou přítomny vodíkové kationty a anionty zbytků kyselin.
Rady
Chemické vzorce kyselin se obvykle učí nazpaměť, stejně jako jejich názvy. Pokud jste zapomněli, kolik atomů vodíku je v konkrétním vzorci, ale víte, jak vypadá jeho kyselý zbytek, pomůže vám tabulka rozpustnosti. Náboj zbytku se shoduje v modulu s mocenstvím a ten s množstvím H. Například si pamatujete, že zbytek kyseliny uhličité je CO 3 . Pomocí tabulky rozpustnosti určíte, že jeho náboj je 2-, což znamená, že je dvojmocný, to znamená, že kyselina uhličitá má vzorec H 2 CO 3.
Často dochází k záměně se vzorcem kyseliny sírové a sírové, jakož i kyseliny dusičné a dusité. I zde je jeden bod, který usnadňuje zapamatování: název kyseliny z dvojice, ve které je více atomů kyslíku, končí na -naya (sírová, dusičná). Kyselina s méně atomy kyslíku ve vzorci má název končící na -istaya (sirný, dusíkatý).
Tyto tipy však pomohou pouze v případě, že jsou vám kyselé vzorce známé. Zopakujme si je znovu.
Jsou to látky, které disociují v roztocích za vzniku vodíkových iontů.
Kyseliny jsou klasifikovány podle jejich síly, podle jejich zásaditosti a podle přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v kyselině.
Siloukyseliny se dělí na silné a slabé. Nejdůležitější silné kyseliny- dusík HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.
Podle přítomnosti kyslíku rozlišovat mezi kyselinami obsahujícími kyslík ( HNO3, H3PO4 atd.) a bezkyslíkaté kyseliny ( HC1, H2S, HCN atd.).
Podle zásaditosti, tj. Podle počtu atomů vodíku v molekule kyseliny, které lze nahradit atomy kovu za vzniku soli, se kyseliny dělí na jednosytné (např. HNO 3, HCl), dvojsytná (H 2 S, H 2 SO 4), trojsytná (H 3 PO 4) atd.
Názvy bezkyslíkatých kyselin jsou odvozeny od názvu nekovu s přidáním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.
Názvy kyselin obsahujících kyslík jsou také vytvořeny z ruského názvu odpovídajícího prvku s přidáním slova „kyselina“. V tomto případě název kyseliny, ve které je prvek v nejvyšším oxidačním stavu, končí například na „naya“ nebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HC104 - kyselina chloristá, H3AsO4 - kyselina arsenová. S poklesem stupně oxidace kyselinotvorného prvku se koncovky mění v následujícím pořadí: „vejčité“ ( HClO3 - kyselina chloristá), „pevná“ ( HClO2 - kyselina chloritá), „vejčitý“ ( H O Cl - kyselina chlorná). Pokud prvek tvoří kyseliny, přičemž je pouze ve dvou oxidačních stavech, pak název kyseliny odpovídající nejnižšímu oxidačnímu stavu prvku dostává koncovku „iste“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).
Tabulka - Nejdůležitější kyseliny a jejich soli
|
Kyselina |
Názvy odpovídajících normálních solí |
|
|
název |
Vzorec |
|
|
Dusík |
HNO3 |
Dusičnany |
|
Dusíkatý |
HNO2 |
Dusitany |
|
boric (ortoborický) |
H3BO3 |
boritany (ortoboritany) |
|
bromovodík |
Bromidy |
|
|
Hydrojodid |
jodidy |
|
|
Křemík |
H2SiO3 |
Silikáty |
|
Mangan |
HMnO4 |
Manganistan |
|
Metafosforečné |
HPO 3 |
Metafosfáty |
|
Arsen |
H3AsO4 |
Arsenáty |
|
Arsen |
H3AsO3 |
Arsenitany |
|
Ortofosforečná |
H3PO4 |
Ortofosfáty (fosfáty) |
|
Difosforečná (pyrofosforečná) |
H4P2O7 |
Difosfáty (pyrofosfáty) |
|
Dichrome |
H2Cr2O7 |
Dichromáty |
|
sírový |
H2SO4 |
Sulfáty |
|
Sirnatý |
H2SO3 |
Siřičitany |
|
Uhlí |
H2CO3 |
Uhličitany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfity |
|
fluorovodík (fluoro) |
Fluoridy |
|
|
chlorovodíková (sůl) |
Chloridy |
|
|
Chlór |
HC104 |
Chloristany |
|
Chloristý |
HClO3 |
Chlorečnany |
|
Chlorný |
HC1O |
Chlornany |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Chromáty |
|
Kyanovodík (kyanický) |
Kyanid |
|
Získávání kyselin
1. Bezkyslíkaté kyseliny lze získat přímou kombinací nekovů s vodíkem:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S H2S.
2. Kyslík obsahující kyseliny lze často získat přímou kombinací oxidů kyselin s vodou:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P205 + H20 = 2 HPO3.
3. Kyslíky prosté i kyslík obsahující kyseliny lze získat výměnnými reakcemi mezi solemi a jinými kyselinami:
BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.
4. V některých případech lze k výrobě kyselin použít redoxní reakce:
H202 + SO2 = H2S04,
3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.
Chemické vlastnosti kyselin
1. Nejcharakterističtější chemickou vlastností kyselin je jejich schopnost reagovat se zásadami (a také zásaditými a amfoterními oxidy) za vzniku solí, např.:
H2SO4 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,
2HN03 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H20,
2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.
2. Schopnost interagovat s některými kovy v napěťové řadě až po vodík, s uvolňováním vodíku:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Se solemi, pokud se tvoří mírně rozpustná sůl nebo těkavá látka:
H 2SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + CO2,
2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2SO2+ 2H20.
Všimněte si, že vícesytné kyseliny disociují postupně a snadnost disociace v každém kroku se snižuje, proto se u vícesytných kyselin místo středních solí často tvoří kyselé soli (v případě přebytku reagující kyseliny):
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.
4. Speciálním případem acidobazické interakce je reakce kyselin s indikátory, vedoucí ke změně barvy, která se již dlouho používá pro kvalitativní detekci kyselin v roztocích. Takže lakmus mění barvu v kyselém prostředí na červenou.
5. Kyseliny obsahující kyslík se při zahřívání rozkládají na oxid a vodu (nejlépe v přítomnosti činidla odstraňujícího vodu P2O5):
H2SO4 = H20 + SO3,
H2Si03 = H20 + Si02.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina