| Senza ossigeno: | Basicità | Nome del sale |
| HCl - cloridrico (cloridrico) | monobasico | cloruro |
| HBr - bromidrico | monobasico | bromuro |
| HI - ioduro | monobasico | ioduro |
| HF - fluoridrico (fluorico) | monobasico | fluoruro |
| H 2 S - idrogeno solforato | dibasico | solfuro |
| Contiene ossigeno: | ||
| HNO3 – azoto | monobasico | nitrato |
| H 2 SO 3 - solforoso | dibasico | solfito |
| H2SO4 – solforico | dibasico | solfato |
| H 2 CO 3 - carbone | dibasico | carbonato |
| H 2 SiO 3 - silicio | dibasico | silicato |
| H 3 PO 4 - ortofosforico | tribasico | ortofosfato |
Sali – sostanze complesse costituite da atomi metallici e residui acidi. Questa è la classe più numerosa di composti inorganici.
Classificazione. Per composizione e proprietà: medio, acido, basico, doppio, misto, complesso
Sali medi sono prodotti di sostituzione completa degli atomi di idrogeno di un acido polibasico con atomi di metallo.
Dopo la dissociazione vengono prodotti solo cationi metallici (o NH 4 +). Per esempio:
Na2SO4®2Na++SO
CaCl2® Ca2+ + 2Cl -
Sali acidi sono prodotti della sostituzione incompleta degli atomi di idrogeno di un acido polibasico con atomi di metallo.
Dopo la dissociazione producono cationi metallici (NH 4 +), ioni idrogeno e anioni del residuo acido, ad esempio:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
Sali basici sono prodotti di sostituzione incompleta dei gruppi OH - la base corrispondente con residui acidi.
Dopo la dissociazione danno cationi metallici, anioni ossidrile e un residuo acido.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
Sali doppi contengono due cationi metallici e dopo la dissociazione danno due cationi e un anione.
KAl(SO4)2® K + + Al3+ + 2SO
Sali complessi contengono cationi o anioni complessi.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Relazione genetica tra diverse classi di composti
PARTE SPERIMENTALE
Attrezzature e utensili: rack con provette, lavatrice, lampada ad alcool.
Reagenti e materiali: fosforo rosso, ossido di zinco, granuli di Zn, polvere di calce spenta Ca(OH) 2, soluzioni 1 mol/dm 3 di NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, cartina indicatrice universale, soluzione fenolftaleina, metilarancio, acqua distillata.
Ordine di lavoro
1. Versare l'ossido di zinco in due provette; aggiungere una soluzione acida (HCl o H 2 SO 4) a uno e una soluzione alcalina (NaOH o KOH) all'altro e riscaldare leggermente su una lampada ad alcool.
Osservazioni: L'ossido di zinco si dissolve in una soluzione acida e alcalina?
Scrivi equazioni
Conclusioni: 1.A quale tipo di ossido appartiene ZnO?
2. Quali proprietà hanno gli ossidi anfoteri?
Preparazione e proprietà degli idrossidi
2.1. Immergere la punta della striscia indicatrice universale nella soluzione alcalina (NaOH o KOH). Confrontare il colore risultante della striscia indicatrice con la scala cromatica standard.
Osservazioni: Registrare il valore del pH della soluzione.
2.2. Prendi quattro provette, versa 1 ml di soluzione ZnSO 4 nella prima, CuSO 4 nella seconda, AlCl 3 nella terza e FeCl 3 nella quarta. Aggiungere 1 ml di soluzione di NaOH in ciascuna provetta. Scrivi osservazioni ed equazioni per le reazioni che si verificano.
Osservazioni: Si verifica la precipitazione quando si aggiunge alcali a una soluzione salina? Indicare il colore del sedimento.
Scrivi equazioni reazioni che si verificano (in forma molecolare e ionica).
Conclusioni: Come si possono preparare gli idrossidi metallici?
2.3. Trasferire la metà dei sedimenti ottenuti nell'esperimento 2.2 in altre provette. Trattare una parte del sedimento con una soluzione di H 2 SO 4 e l'altra con una soluzione di NaOH.
Osservazioni: La dissoluzione del precipitato avviene quando alcali e acidi vengono aggiunti ai precipitati?
Scrivi equazioni reazioni che si verificano (in forma molecolare e ionica).
Conclusioni: 1. Che tipo di idrossidi sono Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3?
2. Quali proprietà hanno? idrossidi anfoteri?
Ottenere i sali
3.1. Versare 2 ml di soluzione CuSO 4 in una provetta e immergere un'unghia pulita in questa soluzione. (La reazione è lenta, i cambiamenti sulla superficie dell'unghia compaiono dopo 5-10 minuti).
Osservazioni: Ci sono cambiamenti sulla superficie dell'unghia? Cosa viene depositato?
Scrivi l'equazione per la reazione redox.
Conclusioni: Tenendo conto della gamma di sollecitazioni del metallo, indicare il metodo per ottenere i sali.
3.2. Mettere un granulo di zinco in una provetta e aggiungere la soluzione di HCl.
Osservazioni: C'è qualche evoluzione di gas?
Scrivi l'equazione
Conclusioni: Spiegare questo metodo ottenere i sali?
3.3. Versare un po' di polvere di calce spenta Ca(OH) 2 in una provetta e aggiungere la soluzione di HCl.
Osservazioni: C'è evoluzione del gas?
Scrivi l'equazione la reazione in atto (in forma molecolare e ionica).
Conclusione: 1. Che tipo di reazione è l'interazione tra un idrossido e un acido?
2.Quali sostanze sono i prodotti di questa reazione?
3.5. Versare 1 ml di soluzioni saline in due provette: nella prima - solfato di rame, nella seconda - cloruro di cobalto. Aggiungere ad entrambe le provette goccia a goccia soluzione di idrossido di sodio fino alla formazione della precipitazione. Quindi aggiungere l'eccesso di alcali in entrambe le provette.
Osservazioni: Indicare i cambiamenti nel colore delle precipitazioni nelle reazioni.
Scrivi l'equazione la reazione in atto (in forma molecolare e ionica).
Conclusione: 1. Come risultato di quali reazioni si formano i sali basici?
2. Come si possono convertire i sali basici in sali medi?
Compiti di prova:
1. Dalle sostanze elencate, annotare le formule di sali, basi, acidi: 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, Na2CO3, K3PO4.
2. Indicare le formule degli ossidi corrispondenti alle sostanze elencate 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. Quali idrossidi sono anfoteri? Annotare le equazioni di reazione che caratterizzano l'anfotericità dell'idrossido di alluminio e dell'idrossido di zinco.
4. Quale dei seguenti composti interagirà in coppia: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Annotare le equazioni per le possibili reazioni.
Lavoro di laboratorio N. 2 (4 ore)
Soggetto: Analisi qualitativa di cationi e anioni
Bersaglio: padroneggiare la tecnica di conduzione di reazioni qualitative e di gruppo su cationi e anioni.
PARTE TEORICA
Il compito principale dell’analisi qualitativa è stabilire Composizione chimica sostanze presenti in vari oggetti (materiali biologici, medicinali, prodotti alimentari, oggetti ambiente). IN questo lavoro viene presa in considerazione l'analisi qualitativa sostanze inorganiche, che sono elettroliti, cioè essenzialmente un'analisi qualitativa degli ioni. Dall'intero insieme di ioni presenti, sono stati selezionati i più importanti in termini medici e biologici: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO, ecc.). Molti di questi ioni fanno parte di vari medicinali e prodotti alimentari.
Nell'analisi qualitativa non vengono utilizzate tutte le possibili reazioni, ma solo quelle accompagnate da un chiaro effetto analitico. Gli effetti analitici più comuni: la comparsa di un nuovo colore, il rilascio di gas, la formazione di un precipitato.
Esistono due approcci fondamentalmente diversi all’analisi qualitativa: frazionario e sistematico . Nell'analisi sistematica, i reagenti di gruppo vengono necessariamente utilizzati per separare gli ioni presenti in gruppi separati e, in alcuni casi, in sottogruppi. Per fare ciò, alcuni ioni vengono convertiti in composti insolubili e alcuni ioni vengono lasciati in soluzione. Dopo aver separato il precipitato dalla soluzione, vengono analizzati separatamente.
Ad esempio, la soluzione contiene ioni A1 3+, Fe 3+ e Ni 2+. Se questa soluzione viene esposta ad un eccesso di alcali, precipita un precipitato di Fe(OH) 3 e Ni(OH) 2 e nella soluzione rimangono gli ioni [A1(OH) 4 ] -. Il precipitato contenente idrossidi di ferro e nichel si dissolverà parzialmente se trattato con ammoniaca a causa della transizione alla soluzione 2+. Pertanto, utilizzando due reagenti - alcali e ammoniaca, sono state ottenute due soluzioni: una conteneva ioni [A1(OH) 4 ] -, l'altra conteneva ioni 2+ e un precipitato Fe(OH) 3. Con l'aiuto di reazioni caratteristiche viene dimostrata la presenza di determinati ioni nelle soluzioni e nel precipitato, che devono prima essere sciolti.
L'analisi sistematica viene utilizzata principalmente per la rilevazione di ioni in miscele multicomponenti complesse. È molto laborioso, ma il suo vantaggio risiede nella facile formalizzazione di tutte le azioni che rientrano in uno schema chiaro (metodologia).
Per eseguire l'analisi frazionaria, vengono utilizzate solo reazioni caratteristiche. Ovviamente la presenza di altri ioni può falsare notevolmente i risultati della reazione (sovrapposizione di colori, precipitazioni indesiderate, ecc.). Per evitare ciò, l'analisi frazionata utilizza principalmente reazioni altamente specifiche che danno un effetto analitico con un piccolo numero di ioni. Affinché le reazioni abbiano successo, è molto importante mantenere determinate condizioni, in particolare il pH. Molto spesso nell'analisi frazionata è necessario ricorrere al mascheramento, cioè convertire gli ioni in composti che non sono in grado di produrre un effetto analitico con il reagente selezionato. Ad esempio, la dimetilgliossima viene utilizzata per rilevare lo ione nichel. Lo ione Fe 2+ conferisce un effetto analitico simile a questo reagente. Per rilevare Ni 2+, lo ione Fe 2+ viene trasferito a un complesso fluoruro stabile 4- o ossidato a Fe 3+, ad esempio, con perossido di idrogeno.
L'analisi frazionaria viene utilizzata per rilevare gli ioni nelle miscele più semplici. Il tempo di analisi è notevolmente ridotto, ma allo stesso tempo allo sperimentatore è richiesta una conoscenza più approfondita dei modelli di flusso reazioni chimiche, poiché è abbastanza difficile tenere conto in una tecnica specifica di tutti i possibili casi di influenza reciproca degli ioni sulla natura degli effetti analitici osservati.
Nella pratica analitica, il cosiddetto frazionario-sistematico metodo. Con questo approccio viene utilizzato un numero minimo di reagenti di gruppo, il che rende possibile delineare le tattiche di analisi schema generale, che viene poi effettuato utilizzando il metodo frazionario.
Secondo la tecnica di conduzione delle reazioni analitiche, si distinguono le reazioni: sedimentarie; microcristallino; accompagnato dal rilascio di prodotti gassosi; condotto su carta; estrazione; colorato in soluzioni; colorazione della fiamma.
Quando si eseguono reazioni sedimentarie, è necessario annotare il colore e la natura del precipitato (cristallino, amorfo), se necessario, vengono eseguiti ulteriori test: si controlla la solubilità del precipitato in acidi forti e deboli, alcali e ammoniaca e un eccesso; del reagente. Quando si eseguono reazioni accompagnate dal rilascio di gas, si nota il suo colore e il suo odore. In alcuni casi vengono eseguiti test aggiuntivi.
Ad esempio, se si sospetta che il gas rilasciato sia monossido di carbonio (IV), viene fatto passare attraverso un eccesso di acqua calcarea.
In frazionario e analisi sistematiche Le reazioni durante le quali appare un nuovo colore sono ampiamente utilizzate, molto spesso si tratta di reazioni di complessazione o reazioni redox.
In alcuni casi è conveniente effettuare tali reazioni su carta (reazioni delle gocce). I reagenti che non si decompongono in condizioni normali vengono applicati in anticipo sulla carta. Pertanto, per rilevare l'idrogeno solforato o gli ioni solfuro, viene utilizzata carta impregnata di nitrato di piombo [l'annerimento si verifica a causa della formazione di solfuro di piombo(II)]. Molti agenti ossidanti vengono rilevati utilizzando carta di amido di iodio, ad es. carta imbevuta di soluzioni di ioduro di potassio e amido. Nella maggior parte dei casi, durante la reazione vengono applicati alla carta i reagenti necessari, ad esempio alizarina per lo ione A1 3+, cupron per lo ione Cu 2+, ecc. Per migliorare il colore, l'estrazione in solvente organico. Per prove preliminari vengono utilizzate reazioni di colorazione alla fiamma.
Acidi sono sostanze complesse le cui molecole includono atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo e un residuo acido.
In base alla presenza o all'assenza di ossigeno nella molecola, gli acidi sono divisi in contenenti ossigeno(H2SO4 acido solforico, H 2 SO 3 acido solforoso, HNO 3 acido nitrico, H 3 PO 4 acido fosforico, H 2 CO 3 acido carbonico, H 2 SiO 3 acido silicico) e senza ossigeno(acido fluoridrico HF, acido cloridrico HCl (acido cloridrico), acido bromidrico HBr, acido iodidrico HI, acido idrosolfuro H 2 S).
A seconda del numero di atomi di idrogeno nella molecola dell'acido, gli acidi sono monobasici (con 1 atomo di H), dibasici (con 2 atomi di H) e tribasici (con 3 atomi di H). Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3 è monobasico, poiché la sua molecola contiene un atomo di idrogeno, l'acido solforico H 2 SO 4 – dibasico, ecc.
Sono pochissimi i composti inorganici contenenti quattro atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da un metallo.
La parte di una molecola acida priva di idrogeno è chiamata residuo acido.
Residui acidi possono consistere in un atomo (-Cl, -Br, -I) - questi sono semplici residui acidi, oppure possono consistere in un gruppo di atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - questi sono residui complessi.
Nelle soluzioni acquose, durante le reazioni di scambio e sostituzione, i residui acidi non vengono distrutti:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2HCl
La parola anidride significa anidro, cioè un acido senz'acqua. Per esempio,
H2SO4 – H2O → SO3. Gli acidi anossici non hanno anidridi.
Gli acidi prendono il nome dal nome dell'elemento acidogeno (agente acido) con l'aggiunta delle terminazioni “naya” e meno spesso “vaya”: H 2 SO 4 - solforico; H2SO3 – carbone; H 2 SiO 3 – silicio, ecc.
L'elemento può formare diversi acidi ossigenati. In questo caso le desinenze indicate nel nome degli acidi saranno quando l'elemento si esibisce valenza più elevata(in una molecola acida ottimo contenuto atomi di ossigeno). Se l'elemento presenta una valenza inferiore, la desinenza nel nome dell'acido sarà “vuoto”: HNO 3 - nitrico, HNO 2 - azotato.
Gli acidi possono essere ottenuti sciogliendo le anidridi in acqua. Se le anidridi sono insolubili in acqua, l'acido può essere ottenuto per azione di un altro acido acido forte al sale dell'acido richiesto. Questo metodo è tipico sia per l'ossigeno che per gli acidi privi di ossigeno. Gli acidi privi di ossigeno si ottengono anche per sintesi diretta da idrogeno e un non metallo, seguita dalla dissoluzione del composto risultante in acqua:
H2+Cl2 → 2HCl;
H2 + S → H2S.
Le soluzioni delle sostanze gassose risultanti HCl e H 2 S sono acide.
In condizioni normali, gli acidi esistono sia allo stato liquido che solido.
Proprietà chimiche degli acidi
Le soluzioni acide agiscono sugli indicatori. Tutti gli acidi (tranne il silicico) sono altamente solubili in acqua. Sostanze speciali: gli indicatori consentono di determinare la presenza di acido.
Gli indicatori sono sostanze di struttura complessa. Cambiano colore a seconda della loro interazione con i diversi sostanze chimiche. Nelle soluzioni neutre hanno un colore, nelle soluzioni di basi hanno un altro colore. Quando interagiscono con un acido, cambiano colore: l'indicatore metilarancio diventa rosso e anche l'indicatore tornasole diventa rosso.
Interagisci con le basi con formazione di acqua e sale, che contiene un residuo acido invariato (reazione di neutralizzazione):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O.
Interagire con gli ossidi di base con formazione di acqua e sale (reazione di neutralizzazione). Il sale contiene il residuo acido dell'acido utilizzato nella reazione di neutralizzazione:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
Interagisci con i metalli.
Affinché gli acidi possano interagire con i metalli, devono essere soddisfatte determinate condizioni:
1. il metallo deve essere sufficientemente attivo rispetto agli acidi (nella serie di attività dei metalli deve trovarsi prima dell'idrogeno). Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività, più intensamente interagisce con gli acidi;
2. l'acido deve essere sufficientemente forte (cioè capace di donare ioni idrogeno H+).
Quando si verificano reazioni chimiche dell'acido con i metalli, si forma sale e viene rilasciato idrogeno (ad eccezione dell'interazione dei metalli con acido nitrico e solforico concentrato):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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Acidi sono sostanze complesse le cui molecole includono atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo e un residuo acido.
In base alla presenza o all'assenza di ossigeno nella molecola, gli acidi sono divisi in contenenti ossigeno(acido solforico H 2 SO 4, acido solforoso H 2 SO 3, acido nitrico HNO 3, acido fosforico H 3 PO 4, acido carbonico H 2 CO 3, acido silicico H 2 SiO 3) e senza ossigeno(acido fluoridrico HF, acido cloridrico HCl (acido cloridrico), acido bromidrico HBr, acido iodidrico HI, acido idrosolfuro H 2 S).
A seconda del numero di atomi di idrogeno nella molecola dell'acido, gli acidi sono monobasici (con 1 atomo di H), dibasici (con 2 atomi di H) e tribasici (con 3 atomi di H). Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3 è monobasico, poiché la sua molecola contiene un atomo di idrogeno, l'acido solforico H 2 SO 4 – dibasico, ecc.
Sono pochissimi i composti inorganici contenenti quattro atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da un metallo.
La parte di una molecola acida priva di idrogeno è chiamata residuo acido.
Residui acidi possono consistere in un atomo (-Cl, -Br, -I) - questi sono semplici residui acidi, oppure possono consistere in un gruppo di atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - questi sono residui complessi.
Nelle soluzioni acquose, durante le reazioni di scambio e sostituzione, i residui acidi non vengono distrutti:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2HCl
La parola anidride significa anidro, cioè un acido senz'acqua. Per esempio,
H2SO4 – H2O → SO3. Gli acidi anossici non hanno anidridi.
Gli acidi prendono il nome dal nome dell'elemento acidogeno (agente acido) con l'aggiunta delle terminazioni “naya” e meno spesso “vaya”: H 2 SO 4 - solforico; H2SO3 – carbone; H 2 SiO 3 – silicio, ecc.
L'elemento può formare diversi acidi ossigenati. In questo caso, le desinenze indicate nei nomi degli acidi saranno quando l'elemento presenta una valenza più elevata (la molecola dell'acido contiene un alto contenuto di atomi di ossigeno). Se l'elemento presenta una valenza inferiore, la desinenza nel nome dell'acido sarà “vuoto”: HNO 3 - nitrico, HNO 2 - azotato.
Gli acidi possono essere ottenuti sciogliendo le anidridi in acqua. Se le anidridi sono insolubili in acqua, l'acido può essere ottenuto per azione di un altro acido più forte sul sale dell'acido desiderato. Questo metodo è tipico sia per l'ossigeno che per gli acidi privi di ossigeno. Gli acidi privi di ossigeno si ottengono anche per sintesi diretta da idrogeno e un non metallo, seguita dalla dissoluzione del composto risultante in acqua:
H2+Cl2 → 2HCl;
H2 + S → H2S.
Le soluzioni delle sostanze gassose risultanti HCl e H 2 S sono acide.
In condizioni normali, gli acidi esistono sia allo stato liquido che solido.
Proprietà chimiche degli acidi
Le soluzioni acide agiscono sugli indicatori. Tutti gli acidi (tranne il silicico) sono altamente solubili in acqua. Sostanze speciali: gli indicatori consentono di determinare la presenza di acido.
Gli indicatori sono sostanze di struttura complessa. Cambiano colore a seconda della loro interazione con diverse sostanze chimiche. Nelle soluzioni neutre hanno un colore, nelle soluzioni di basi hanno un altro colore. Quando interagiscono con un acido, cambiano colore: l'indicatore metilarancio diventa rosso e anche l'indicatore tornasole diventa rosso.
Interagisci con le basi con formazione di acqua e sale, che contiene un residuo acido invariato (reazione di neutralizzazione):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O.
Interagire con gli ossidi di base con formazione di acqua e sale (reazione di neutralizzazione). Il sale contiene il residuo acido dell'acido utilizzato nella reazione di neutralizzazione:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
Interagisci con i metalli. Affinché gli acidi possano interagire con i metalli, devono essere soddisfatte determinate condizioni:
1. il metallo deve essere sufficientemente attivo rispetto agli acidi (nella serie di attività dei metalli deve trovarsi prima dell'idrogeno). Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività, più intensamente interagisce con gli acidi;
2. l'acido deve essere sufficientemente forte (cioè capace di donare ioni idrogeno H+).
Quando si verificano reazioni chimiche dell'acido con i metalli, si forma sale e viene rilasciato idrogeno (ad eccezione dell'interazione dei metalli con acido nitrico e solforico concentrato):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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Acidi- elettroliti, dopo la dissociazione dei quali solo gli ioni H + sono formati da ioni positivi:
HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;
CH3COOH↔ H + +CH3COO — .
Tutti gli acidi sono classificati in inorganici e organici (carbossilici), che hanno anche le proprie classificazioni (interne).
In condizioni normali, una quantità significativa di acidi inorganici esiste allo stato liquido, alcuni allo stato solido (H 3 PO 4, H 3 BO 3).
Gli acidi organici fino a 3 atomi di carbonio sono liquidi altamente mobili, incolori con un caratteristico odore pungente; gli acidi con 4-9 atomi di carbonio sono liquidi oleosi con un odore sgradevole e gli acidi con un gran numero di atomi di carbonio sono solidi insolubili in acqua.
Formule chimiche degli acidi
Consideriamo le formule chimiche degli acidi usando l'esempio di diversi rappresentanti (sia inorganici che organici): acido cloridrico - HCl, acido solforico - H 2 SO 4, acido fosforico - H 3 PO 4, acido acetico - CH 3 COOH e benzoico acido - C 6 H5COOH. La formula chimica mostra la qualità e composizione quantitativa molecole (quanti e quali atomi sono inclusi in un particolare composto) Utilizzando la formula chimica è possibile calcolare il peso molecolare degli acidi (Ar(H) = 1 amu, Ar(Cl) = 35,5 amu, Ar( P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, 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) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H3PO4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(CH3COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Formule strutturali (grafiche) degli acidi
La formula strutturale (grafica) di una sostanza è più chiara. Mostra come gli atomi sono collegati tra loro all'interno di una molecola. Indichiamo le formule strutturali di ciascuno dei composti sopra indicati:
Riso. 1. Formula strutturale acido cloridrico.
Riso. 2. Formula strutturale dell'acido solforico.
Riso. 3. Formula strutturale dell'acido fosforico.
Riso. 4. Formula strutturale dell'acido acetico.
Riso. 5. Formula strutturale dell'acido benzoico.
Formule ioniche
Tutto acidi inorganici sono elettroliti, cioè capace di dissociarsi in una soluzione acquosa in ioni:
HCl ↔ H + + Cl - ;
H2SO4 ↔ 2H + +SO42- ;
H3 PO4 ↔ 3H + + PO4 3- .
Esempi di risoluzione dei problemi
ESEMPIO 1
| Esercizio | Con combustione completa 6 g materia organica Si sono formati 8,8 g di monossido di carbonio (IV) e 3,6 g di acqua. Definire formula molecolare sostanza bruciata, se è noto che la sua massa molare è 180 g/mol. |
| Soluzione | Disegniamo un diagramma della reazione di combustione composto organico che indica il numero di atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno rispettivamente come “x”, “y” e “z”: C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Determiniamo le masse degli elementi che compongono questa sostanza. Valori delle masse atomiche relative presi dalla Tavola Periodica di D.I. Mendeleev, arrotondato ai numeri interi: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Calcoliamo le masse molari dell'anidride carbonica e dell'acqua. Come è noto, la massa molare di una molecola è pari alla somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola (M=Mr): M(CO2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H2O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = ×12 = 2,4 g; m(H) = 2 × 3,6 / 18 × 1 = 0,4 g. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 g. Determiniamo la formula chimica del composto: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1: 2: 1. Significa formula più semplice Composti CH2O massa molare 30 g/mol. Per trovare la vera formula di un composto organico, troviamo il rapporto tra le masse molari vere e quelle risultanti: Sostanza M / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. Ciò significa che gli indici degli atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno dovrebbero essere 6 volte più alti, vale a dire la formula della sostanza sarà C 6 H 12 O 6. Questo è glucosio o fruttosio. |
| Risposta | C6H12O6 |
ESEMPIO 2
| Esercizio | Derivare la formula più semplice di un composto in cui la frazione in massa di fosforo è 43,66% e la frazione in massa di ossigeno è 56,34%. |
| Soluzione | Frazione di massa l'elemento X in una molecola di composizione HX viene calcolato utilizzando la seguente formula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Indichiamo il numero di atomi di fosforo nella molecola con “x” e il numero di atomi di ossigeno con “y” Troviamo il parente corrispondente masse atomiche elementi di fosforo e ossigeno (valori di massa atomica relativa presi dalla tavola periodica di D.I. Mendeleev, arrotondati ai numeri interi). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Dividiamo il contenuto percentuale di elementi nelle corrispondenti masse atomiche relative. Troveremo quindi la relazione tra il numero di atomi nella molecola del composto: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω (O)/Ar(O); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4: 3,5 = 1: 2,5 = 2: 5. Ciò significa che la formula più semplice per combinare fosforo e ossigeno è P 2 O 5 . È ossido di fosforo (V). |
| Risposta | P2O5 |
| Formule acide | Nomi degli acidi | Nomi dei sali corrispondenti |
| HClO4 | cloro | perclorati |
| HClO3 | ipocloroso | clorati |
| HClO2 | cloruro | cloriti |
| HClO | ipocloroso | ipocloriti |
| H5IO6 | iodio | periodati |
| CIAO 3 | iodico | iodati |
| H2SO4 | solforico | solfati |
| H2SO3 | solforoso | solfiti |
| H2S2O3 | tiosolfuro | tiosolfati |
| H2S4O6 | tetrationico | tetrationati |
| HNO3 | azoto | nitrati |
| HNO2 | azotato | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforico | ortofosfati |
| HPO3 | metafosforico | metafosfati |
| H3PO3 | fosforo | fosfiti |
| H3PO2 | fosforo | ipofosfiti |
| H2CO3 | carbone | carbonati |
| H2SiO3 | silicio | silicati |
| HMnO4 | manganese | permanganati |
| H2MnO4 | manganese | manganati |
| H2CrO4 | cromo | cromati |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromati |
| HF | acido fluoridrico (fluoruro) | fluoruri |
| HCl | cloridrico (cloridrico) | cloruri |
| HBr | bromidrico | bromuri |
| CIAO | ioduro di idrogeno | ioduri |
| H2S | idrogeno solforato | solfuri |
| HCN | acido cianidrico | cianuri |
| HOCN | ciano | cianati |
Permettetemi di ricordarvelo brevemente esempi specifici come chiamare correttamente i sali.
Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato da un residuo di acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.
Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e il resto di acido cloridrico(CI). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Nota: nel in questo caso non bisogna solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario poiché la valenza del sodio è costante.
Importante: il nome del sale deve indicare la valenza del metallo solo se il metallo ha valenza variabile!
Esempio 3. Ba(ClO) 2 - il sale contiene bario e il resto di acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due;
Esempio 4. (NH4)2Cr2O7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).
Negli esempi precedenti abbiamo riscontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. I sali acidi, basici, doppi e complessi, i sali degli acidi organici non verranno discussi qui.
Se sei interessato non solo alla nomenclatura dei sali, ma anche ai metodi di preparazione e Proprietà chimiche, Consiglio di consultare le sezioni pertinenti del libro di consultazione di chimica: "