| Kisela formula | Ime kiseline | Naziv soli | Odgovarajući oksid |
| HCl | Solyanaya | Hloridi | ---- |
| HI | Hidrojodna | Jodidi | ---- |
| HBr | Bromovodična | bromidi | ---- |
| HF | Fluorescentno | Fluoridi | ---- |
| HNO3 | Nitrogen | Nitrati | N2O5 |
| H2SO4 | Sumporna | Sulfati | SO 3 |
| H2SO3 | Sumporna | Sulfiti | SO 2 |
| H2S | Hidrogen sulfid | Sulfidi | ---- |
| H2CO3 | Ugalj | Karbonati | CO2 |
| H2SiO3 | Silicijum | Silikati | SiO2 |
| HNO2 | Nitrogenous | Nitriti | N2O3 |
| H3PO4 | Fosfor | Fosfati | P2O5 |
| H3PO3 | Fosfor | Fosfiti | P2O3 |
| H2CrO4 | Chrome | Hromati | CrO3 |
| H2Cr2O7 | Dvohromni | Bihromati | CrO3 |
| HMnO4 | Mangan | Permanganati | Mn2O7 |
| HClO4 | Hlor | Perhlorati | Cl2O7 |
Kiseline se mogu dobiti u laboratoriji:
1) prilikom rastvaranja kiselih oksida u vodi:
N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;
CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;
2) kada soli interaguju sa jakim kiselinama:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;
Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3.
Kiseline interaguju sa metalima, bazama, bazičnim i amfoternim oksidima, amfoterni hidroksidi i soli:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 (koncentrovano) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 ¯ + 2H 2 O;
2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;
6HI + Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;
H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .
Obično kiseline reaguju samo s onim metalima koji dolaze prije vodonika u nizu elektrokemijskih napona i oslobađa se slobodni vodik. Takve kiseline ne stupaju u interakciju sa nisko aktivnim metalima (naponi dolaze nakon vodonika u elektrohemijskom nizu). Kiseline koje su jaka oksidaciona sredstva (azotna, koncentrisana sumporna) reaguju sa svim metalima, izuzev plemenitih (zlato, platina), ali u ovom slučaju se ne oslobađa vodonik, već voda i oksid, jer na primjer, SO 2 ili NO 2.
Sol je proizvod zamjene vodika u kiselini metalom.
Sve soli se dijele na:
prosjek– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 itd.;
kiselo– NaHCO 3, KH 2 PO 4;
glavni – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3.
Srednja sol je proizvod potpune zamjene vodikovih iona u molekuli kiseline atomima metala.
Kisele soli sadrže atome vodika koji mogu sudjelovati u reakcijama kemijske izmjene. U kiselim solima došlo je do nepotpune zamjene atoma vodika atomima metala.
Bazične soli su proizvod nepotpune zamjene hidrokso grupa polivalentnih metalnih baza kiselim ostacima. Bazične soli uvijek sadrže hidrokso grupu.
Srednje soli se dobijaju interakcijom:
1) kiseline i baze:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;
2) kiselina i bazni oksid:
H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;
3) kiseli oksid i baza:
SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;
4) kiseli i bazični oksidi:
MgO + CO 2 → MgCO 3 ;
5) metal sa kiselinom:
Fe + 6HNO 3 (koncentrovano) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;
6) dve soli:
AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;
7) soli i kiseline:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;
8) soli i alkalije:
CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4.
Soli kiselina se dobijaju:
1) kod neutralizacije višebazičnih kiselina sa alkalijom u višku kiseline:
H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;
2) tokom interakcije srednjih soli sa kiselinama:
CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;
3) tokom hidrolize soli koje stvara slaba kiselina:
Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.
Glavne soli se dobijaju:
1) za vrijeme reakcije između polivalentne metalne baze i kiseline u višku baze:
Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;
2) tokom interakcije srednjih soli sa alkalijama:
SuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;
3) tokom hidrolize srednjih soli formiranih od slabih baza:
AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.
Soli mogu komunicirati s kiselinama, alkalijama, drugim solima i vodom (reakcija hidrolize):
2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 6HNO 3 ;
FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;
Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.
U svakom slučaju, reakcija ionske izmjene se završava tek kada se formira slabo topljivo, plinovito ili slabo disocirajuće jedinjenje.
Osim toga, soli mogu stupiti u interakciju s metalima, pod uvjetom da je metal aktivniji (ima negativniji potencijal elektrode) od metala uključenog u sol:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Soli se također karakteriziraju reakcijama raspadanja:
BaCO 3 → BaO + CO 2;
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.
Laboratorijski rad br.1
DOBIJANJE I SVOJSTVA
BAZE, KISELINE I SOLI
Eksperiment 1. Priprema alkalija.
1.1. Interakcija metala sa vodom.
Ulijte destilovanu vodu u kristalizator ili porculansku šolju (oko 1/2 posude). Nabavite od svog učitelja komad metalnog natrijuma, prethodno osušen filter papirom. Ubacite komadić natrijuma u kristalizator s vodom. Kada se reakcija završi, dodajte nekoliko kapi fenolftaleina. Zabilježite uočene pojave i napravite jednačinu za reakciju. Imenujte dobiveni spoj i zapišite njegovu strukturnu formulu.
1.2. Interakcija metalnog oksida sa vodom.
U epruvetu (1/3 epruvete) sipajte destilovanu vodu i u nju stavite grudvicu CaO, dobro promešajte, dodajte 1-2 kapi fenolftaleina. Zabilježite uočene pojave, napišite jednačinu reakcije. Imenujte dobiveni spoj i navedite njegovu strukturnu formulu.
Kiseline su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.
Na osnovu prisustva ili odsustva kiseonika u molekuli, kiseline se dele na kiseline koje sadrže kiseonik(H2SO4 sumporna kiselina, H 2 SO 3 sumporna kiselina, HNO 3 Azotna kiselina, H 3 PO 4 fosforna kiselina, H 2 CO 3 ugljična kiselina, H 2 SiO 3 silicijska kiselina) i bez kiseonika(HF fluorovodonična kiselina, HCl hlorovodonična kiselina (hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H 2 S hidrosulfidna kiselina).
U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, kiseline su jednobazne (sa 1 H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je jednobazna, jer njena molekula sadrži jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvobazni, itd.
Postoji vrlo malo neorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom.
Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.
Kiseli ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - to su složeni ostaci.
U vodenim rastvorima, tokom reakcija razmene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Reč anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.
Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji tvori kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 – ugalj; H 2 SiO 3 – silicijum itd.
Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivima kiselina bit će kada element pokazuje veću valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti „prazan“: HNO 3 - dušik, HNO 2 - dušik.
Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi nerastvorljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika se također dobivaju direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje rezultirajućeg spoja u vodi:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H 2 S su kiseline.
U normalnim uslovima, kiseline postoje u tečnom i čvrstom stanju.
Hemijska svojstva kiseline
Otopine kiseline djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske) su visoko rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.
Indikatori su supstance složena struktura. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u rastvorima baza imaju drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, a lakmusov indikator također postaje crven.
Interakcija sa bazama s stvaranjem vode i soli, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Interakcija s baznim oksidima sa stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interakcija sa metalima.
Da bi kiseline stupile u interakciju sa metalima, moraju biti ispunjeni određeni uslovi:
1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što se metal dalje nalazi u seriji aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji sa kiselinama;
2. kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da donira ione vodonika H+).
Kada dođe do kemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Imate još pitanja? Želite li saznati više o kiselinama?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!
web stranicu, kada kopirate materijal u cijelosti ili djelomično, link na izvor je obavezan.
7. Kiseline. Sol. Odnos između klasa neorganskih supstanci
7.1. Kiseline
Kiseline su elektroliti, pri čijoj se disocijaciji formiraju samo vodikovi katjoni H+ kao pozitivno nabijeni joni (tačnije, hidronijev ioni H 3 O+).
Druga definicija: kiseline su složene supstance koje se sastoje od atoma vodika i kiselih ostataka (tabela 7.1).
Tabela 7.1
Formule i nazivi nekih kiselina, kiselih ostataka i soli
| Kisela formula | Ime kiseline | Kiselinski ostatak (anion) | Naziv soli (prosjek) |
|---|---|---|---|
| HF | fluorovodonična (fluorična) | F − | Fluoridi |
| HCl | hlorovodonična (hlorovodonična) | Cl − | Hloridi |
| HBr | Bromovodična | Br− | bromidi |
| HI | Hidrojodid | I − | Jodidi |
| H2S | Hidrogen sulfid | S 2− | Sulfidi |
| H2SO3 | Sumporna | SO 3 2 − | Sulfiti |
| H2SO4 | Sumporna | SO 4 2 − | Sulfati |
| HNO2 | Nitrogenous | NO2− | Nitriti |
| HNO3 | Nitrogen | NE 3 − | Nitrati |
| H2SiO3 | Silicijum | SiO 3 2 − | Silikati |
| HPO 3 | Metafosforna | PO 3 − | Metafosfati |
| H3PO4 | Orthophosphoric | PO 4 3 − | Ortofosfati (fosfati) |
| H4P2O7 | pirofosforna (bifosforna) | P 2 O 7 4 − | Pirofosfati (difosfati) |
| HMnO4 | Mangan | MnO 4 − | Permanganati |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 − | Hromati |
| H2Cr2O7 | Dihrom | Cr 2 O 7 2 − | Dihromati (bihromati) |
| H2SeO4 | Selen | SeO 4 2 − | Selenati |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoborati |
| HClO | Hipohlorni | ClO – | Hipohlorit |
| HClO2 | Hlorid | ClO2− | Hlorit |
| HClO3 | Chlorous | ClO3− | Hlorati |
| HClO4 | Hlor | ClO 4 − | Perhlorati |
| H2CO3 | Ugalj | CO 3 3 − | Karbonati |
| CH3COOH | Sirće | CH 3 COO − | Acetati |
| HCOOH | Ant | HCOO − | Formiates |
U normalnim uslovima, kiseline mogu biti čvrste materije(H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i tečnosti (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Ove kiseline mogu postojati i pojedinačno (100% oblik) i u obliku razrijeđenih i koncentriranih otopina. Na primjer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH su poznati i pojedinačno iu rastvorima.
Određeni broj kiselina je poznat samo u rastvorima. Sve su to halogenidi vodonika (HCl, HBr, HI), sumporovodik H 2 S, cijanovodonik (cijanovodonik HCN), ugljena H 2 CO 3, sumporna H 2 SO 3 kiselina, koji su rastvori gasova u vodi. Na primjer, hlorovodonična kiselina je mešavina HCl i H 2 O, ugljena kiselina je mešavina CO 2 i H 2 O. Jasno je da je upotreba izraza „rastvor hlorovodonične kiseline“ netačna.
Većina kiselina je rastvorljiva u vodi; silicijumska kiselina H 2 SiO 3 je nerastvorljiva. Ogromna većina kiselina ima molekularnu strukturu. Primjeri strukturne formule kiseline:
U većini molekula kiselina koje sadrže kisik, svi atomi vodika su vezani za kisik. Ali postoje izuzeci:
Kiseline su klasifikovane prema nizu karakteristika (tabela 7.2).
Tabela 7.2
Klasifikacija kiselina
| Klasifikacioni znak | Vrsta kiseline | Primjeri |
|---|---|---|
| Broj vodikovih jona nastalih pri potpunoj disocijaciji molekula kiseline | Monobaza | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Dibasic | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Tribasic | H3PO4, H3AsO4 | |
| Prisutnost ili odsustvo atoma kisika u molekuli | Sadrže kiseonik (kiseli hidroksidi, oksokiseline) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Bez kiseonika | HF, H2S, HCN | |
| Stepen disocijacije (jačina) | Jaki (potpuno disocirani, jaki elektroliti) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (razrijeđen), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Slab (djelimično disociran, slabi elektroliti) | HF, HNO 2, H 2 SO 3, HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, H 3 PO 4, H 3 PO 3, HClO, HClO 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H 2 SO 4 (konc) | |
| Oksidativna svojstva | Oksidirajuća sredstva zbog H+ jona (uslovno neoksidirajuće kiseline) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Oksidirajuća sredstva zbog anjona (oksidirajuće kiseline) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Anion redukcioni agensi | HCl, HBr, HI, H 2 S (ali ne i HF) | |
| Termička stabilnost | Postoje samo u rješenjima | H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2 |
| Lako se raspada kada se zagreje | H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3 | |
| Termički stabilan | H 2 SO 4 (konc), H 3 PO 4 |
Sva opšta hemijska svojstva kiselina su posledica prisustva u njihovim vodenim rastvorima viška vodonikovih katjona H + (H 3 O +).
1. Zbog viška H+ jona, vodeni rastvori kiselina menjaju boju lakmus ljubičaste i metilnarandže u crvenu (fenolftalein ne menja boju i ostaje bezbojan). U vodenom rastvoru slabo ugljične kiseline lakmus nije crven, već ružičast; otopina preko taloga vrlo slabe silicijumske kiseline uopće ne mijenja boju indikatora.
2. Kiseline stupaju u interakciju sa bazičnim oksidima, bazama i amfoternim hidroksidima, amonijak hidratom (vidi Poglavlje 6).
Primjer 7.1. Za izvođenje transformacije BaO → BaSO 4 možete koristiti: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na 2 SO 4; d) SO 3.
Rješenje. Transformacija se može izvesti pomoću H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 ne reaguje sa BaO, a u reakciji BaO sa SO 2 nastaje barijum sulfit:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Odgovor: 3).
3. Kiseline reaguju sa amonijakom i njegovim vodenim rastvorima da formiraju amonijumove soli:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl - amonijum hlorid;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijum sulfat.
4. Neoksidirajuće kiseline reaguju sa metalima koji se nalaze u nizu aktivnosti do vodika da bi formirali so i oslobađali vodonik:
H 2 SO 4 (razrijeđen) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
Interakcija oksidirajućih kiselina (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) sa metalima je vrlo specifična i razmatra se pri proučavanju hemije elemenata i njihovih spojeva.
5. Kiseline stupaju u interakciju sa solima. Reakcija ima niz karakteristika:
a) u većini slučajeva, kada jača kiselina reaguje sa soli slabije kiseline, nastaju sol slabe kiseline i slaba kiselina, ili, kako se kaže, jača kiselina istiskuje slabiju. Serija opadanja jačine kiselina izgleda ovako:
Primjeri reakcija koje se javljaju:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 KUVANJE + H 2 O + CO 2
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
Nemojte međusobno djelovati, na primjer, KCl i H 2 SO 4 (razrijeđeni), NaNO 3 i H 2 SO 4 (razrijeđeni), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H 2 CO 3, CH 3 KUVANJE i H 2 CO 3;
b) u nekim slučajevima slabija kiselina istiskuje jaču iz soli:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Takve reakcije su moguće kada se precipitati nastalih soli ne otapaju u nastalim razrijeđenim jakim kiselinama (H 2 SO 4 i HNO 3);
c) u slučaju stvaranja precipitata koji su netopivi u jakim kiselinama, može doći do reakcije između jake kiseline i soli koju formira druga jaka kiselina:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Primjer 7.2. Označite red koji sadrži formule tvari koje reagiraju sa H 2 SO 4 (razrijeđenim).
1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn(OH) 2.
Rješenje. Sve supstance iz reda 4 interaguju sa H 2 SO 4 (dil):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
U redu 1) reakcija sa KCl (p-p) nije izvodljiva, u redu 2) - sa Ag, u redu 3) - sa NaNO 3 (p-p).
Odgovor: 4).
6. Koncentrirana sumporna kiselina se vrlo specifično ponaša u reakcijama sa solima. Ovo je nehlapljiva i termički stabilna kiselina, stoga istiskuje sve jake kiseline iz čvrstih (!) soli, jer su isparljivije od H2SO4 (konc):
KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HCl
2KCl (s) + H 2 SO 4 (konc.) K 2 SO 4 + 2HCl
Soli koje formiraju jake kiseline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reaguju samo sa koncentriranom sumpornom kiselinom i samo kada su u čvrstom stanju
Primjer 7.3. Koncentrirana sumporna kiselina, za razliku od razrijeđene, reagira:
3) KNO 3 (tv);
Rješenje. Obe kiseline reaguju sa KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a samo H 2 SO 4 (konc.) reaguje sa KNO 3 (čvrstim).
Odgovor: 3).
Metode za proizvodnju kiselina su veoma raznolike.
Anoksične kiseline primiti:
- otapanjem odgovarajućih gasova u vodi:
HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (rastvor)
- iz soli zamjenom sa jačim ili manje hlapljivim kiselinama:
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc) = KHSO 4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Kiseline koje sadrže kiseonik primiti:
- otapanjem odgovarajućih kiselih oksida u vodi, dok stepen oksidacije elementa koji stvara kiselinu u oksidu i kiselini ostaje isti (sa izuzetkom NO 2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4
- oksidacija nemetala oksidirajućim kiselinama:
S + 6HNO 3 (konc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- istiskivanjem jake kiseline iz soli druge jake kiseline (ako se taloži talog netopiv u nastalim kiselinama):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razrijeđen) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- istiskivanjem hlapljive kiseline iz njenih soli manje hlapljivom kiselinom.
U tu svrhu najčešće se koristi nehlapljiva, termički stabilna koncentrirana sumporna kiselina:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HClO 4
- istiskivanje slabije kiseline iz njenih soli jačom kiselinom:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
Klasifikacija neorganskih supstanci sa primerima jedinjenja
Hajde da detaljnije analiziramo gore prikazanu klasifikacionu šemu.
Kao što vidimo, prije svega, sve neorganske tvari se dijele na jednostavno I kompleks:
Jednostavne supstance To su supstance koje su formirane od atoma samo jednog hemijskog elementa. Na primjer, jednostavne tvari su vodonik H2, kisik O2, željezo Fe, ugljik C, itd.
Među jednostavnim supstancama postoje metali, nemetali I plemeniti gasovi:
Metali formiraju hemijski elementi koji se nalaze ispod dijagonale bor-astatin, kao i svi elementi koji se nalaze u bočnim grupama.
Plemeniti gasovi formiraju hemijski elementi grupe VIIA.
Nemetali formirani su od hemijskih elemenata koji se nalaze iznad dijagonale bor-astatin, sa izuzetkom svih elemenata bočnih podgrupa i plemenitih gasova koji se nalaze u grupi VIIIA:
Nazivi jednostavnih supstanci najčešće se poklapaju s nazivima kemijskih elemenata od čijih atoma nastaju. Međutim, za mnoge hemijske elemente fenomen alotropije je široko rasprostranjen. Alotropija je fenomen kada je jedan hemijski element sposoban da formira nekoliko jednostavnih supstanci. Na primjer, u slučaju kemijskog elementa kisika moguće je postojanje molekularnih spojeva sa formulama O 2 i O 3. Prva supstanca se obično naziva kiseonikom na isti način kao i hemijski element od čijih atoma nastaje, a druga supstanca (O3) se obično naziva ozon. Ispod jednostavna supstanca Ugljik može značiti bilo koju od njegovih alotropnih modifikacija, na primjer, dijamant, grafit ili fulerene. Jednostavna tvar fosfor može se shvatiti kao njegove alotropne modifikacije, kao što su bijeli fosfor, crveni fosfor, crni fosfor.
Kompleksne supstance
Kompleksne supstance su supstance formirane od atoma dva ili više hemijskih elemenata.
Na primjer, složene tvari su amonijak NH 3, sumporna kiselina H 2 SO 4, gašeno vapno Ca (OH) 2 i bezbroj drugih.
Među složenim anorganskim supstancama postoji 5 glavnih klasa, a to su oksidi, baze, amfoterni hidroksidi, kiseline i soli:
Oksidi - složene supstance formirane od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju -2.
Opća formula oksida može se napisati kao E x O y, gdje je E simbol hemijskog elementa.
Nomenklatura oksida
Naziv oksida hemijskog elementa zasniva se na principu:
Na primjer:
Fe 2 O 3 - gvožđe (III) oksid; CuO—bakar(II) oksid; N 2 O 5 - dušikov oksid (V)
Često možete pronaći informacije da je valencija elementa naznačena u zagradama, ali to nije slučaj. Tako je, na primjer, oksidacijsko stanje dušika N 2 O 5 +5, a valencija, čudno, četiri.
Ako kemijski element ima jedno pozitivno oksidacijsko stanje u spojevima, tada oksidacijsko stanje nije naznačeno. Na primjer:
Na 2 O - natrijum oksid; H 2 O - vodonik oksid; ZnO - cink oksid.
Klasifikacija oksida
Oksidi se prema svojoj sposobnosti stvaranja soli pri interakciji sa kiselinama ili bazama dijele na formiranje soli I ne stvaraju soli.
Malo je oksida koji ne stvaraju soli; svi su formirani od nemetala u oksidacionom stanju +1 i +2. Treba zapamtiti listu oksida koji ne stvaraju soli: CO, SiO, N 2 O, NO.
Oksidi koji tvore soli dijele se na osnovni, kiselo I amfoterično.
Osnovni oksidi To su oksidi koji u reakciji s kiselinama (ili kiselim oksidima) stvaraju soli. Bazni oksidi uključuju okside metala u oksidacionom stanju +1 i +2, sa izuzetkom oksida BeO, ZnO, SnO, PbO.
Kiseli oksidi To su oksidi koji u reakciji s bazama (ili bazičnim oksidima) stvaraju soli. Kiseli oksidi su gotovo svi oksidi nemetala sa izuzetkom CO, NO, N 2 O, SiO koji ne stvaraju soli, kao i svi oksidi metala u visokim oksidacionim stanjima (+5, +6 i +7).
Amfoterni oksidi nazivaju se oksidi koji mogu reagirati i sa kiselinama i sa bazama, a kao rezultat ovih reakcija nastaju soli. Takvi oksidi imaju dvojaku kiselinsko-baznu prirodu, odnosno mogu pokazati svojstva i kiselih i bazičnih oksida. Amfoterni oksidi uključuju metalne okside u oksidacionim stanjima +3, +4, kao i okside BeO, ZnO, SnO i PbO kao izuzetak.
Neki metali mogu formirati sve tri vrste oksida koji stvaraju soli. Na primjer, krom stvara osnovni oksid CrO, amfoterni oksid Cr 2 O 3 i kiseli oksid CrO 3.
Kao što vidite, kiselinsko-bazna svojstva metalnih oksida direktno zavise od stepena oksidacije metala u oksidu: što je veći stepen oksidacije, kisela svojstva su izraženija.
Razlozi
Razlozi - jedinjenja formule Me(OH) x, gdje je x najčešće jednako 1 ili 2.
Klasifikacija baza
Baze se klasifikuju prema broju hidroksilnih grupa u jednoj strukturnoj jedinici.
Baze sa jednom hidrokso grupom, tj. tip MeOH se naziva monokiselinske baze, sa dvije hidrokso grupe, tj. tip Me(OH) 2, respektivno, dijakiselina itd.
Baze se takođe dele na rastvorljive (alkalije) i nerastvorljive.
Alkalije uključuju isključivo hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i talij hidroksid TlOH.
Nomenklatura baza
Naziv fondacije zasniva se na sljedećem principu:
Na primjer:
Fe(OH) 2 - gvožđe (II) hidroksid,
Cu(OH) 2 - bakar (II) hidroksid.
U slučajevima kada je metal složene supstance ima konstantno stanje oksidacije; nije potrebno to naznačiti. Na primjer:
NaOH - natrijum hidroksid,
Ca(OH) 2 - kalcijum hidroksid, itd.
Kiseline
Kiseline - složene tvari čije molekule sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti metalom.
Opća formula kiselina može se napisati kao H x A, gdje su H atomi vodika koji se mogu zamijeniti metalom, a A je kiseli ostatak.
Na primjer, kiseline uključuju spojeve kao što su H2SO4, HCl, HNO3, HNO2, itd.
Klasifikacija kiselina
Prema broju atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom, kiseline se dijele na:
- O baznih kiselina: HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;
- d bazične kiseline: H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3;
- T rehobazične kiseline: H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .
Treba napomenuti da broj atoma vodika u slučaju organskih kiselina najčešće ne odražava njihovu bazičnost. Na primjer, sirćetna kiselina sa formulom CH 3 COOH, uprkos prisustvu 4 atoma vodika u molekulu, nije tetra-, već jednobazni. Bazičnost organskih kiselina određena je brojem karboksilnih grupa (-COOH) u molekulu.
Takođe, na osnovu prisustva kiseonika u molekulima, kiseline se dele na bezkiseoničke (HF, HCl, HBr itd.) i koje sadrže kiseonik (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itd.) . Zovu se i kiseline koje sadrže kiseonik oksokiseline.
Možete pročitati više o klasifikaciji kiselina.
Nomenklatura kiselina i kiselih ostataka
Sljedeću listu imena i formula kiselina i kiselih ostataka morate naučiti.
U nekim slučajevima, niz sljedećih pravila može olakšati pamćenje.
Kao što se može vidjeti iz gornje tabele, konstrukcija sistematska imena kiseline bez kiseonika izgledaju ovako:
Na primjer:
HF—fluorovodonična kiselina;
HCl—hlorovodonična kiselina;
H 2 S je hidrosulfidna kiselina.
Nazivi kiselih ostataka kiselina bez kiseonika zasnivaju se na principu:
Na primjer, Cl - - hlorid, Br - - bromid.
Imena kiselina koje sadrže kiseonik dobijaju se dodavanjem elementa koji tvori kiselinu imenu razni sufiksi i završetke. Na primjer, ako element koji stvara kiselinu u kiselini koja sadrži kisik ima najviši stepen oksidacije, tada se naziv takve kiseline konstruira na sljedeći način:
Na primjer, sumporna kiselina H 2 S +6 O 4, hromna kiselina H 2 Cr +6 O 4.
Sve kiseline koje sadrže kiseonik se takođe mogu klasifikovati kao kiseli hidroksidi jer sadrže hidroksilne grupe (OH). Na primjer, to se može vidjeti iz sljedećih grafičkih formula nekih kiselina koje sadrže kisik:
Tako se sumporna kiselina inače može nazvati sumpornim (VI) hidroksidom, azotna kiselina - azot (V) hidroksidom, fosforna kiselina - fosfor (V) hidroksidom, itd. U ovom slučaju, broj u zagradama karakterizira stupanj oksidacije elementa koji stvara kiselinu. Ova verzija naziva kiselina koje sadrže kiseonik mnogima se može činiti krajnje neuobičajenim, ali povremeno se takva imena mogu naći u stvarnim KIM-ovima Jedinstvenog državnog ispita iz hemije u zadacima o klasifikaciji neorganskih supstanci.
Amfoterni hidroksidi
Amfoterni hidroksidi - metalni hidroksidi koji imaju dvojaku prirodu, tj. sposoban da pokaže i svojstva kiselina i svojstva baza.
Metalni hidroksidi u oksidacionim stanjima +3 i +4 su amfoterni (kao i oksidi).
Takođe, kao izuzeci, amfoterni hidroksidi uključuju jedinjenja Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, uprkos oksidacionom stanju metala u njima +2.
Za amfoterne hidrokside tro- i četverovalentnih metala moguće je postojanje orto- i meta-oblika, koji se međusobno razlikuju po jednom molekulu vode. Na primjer, aluminijum(III) hidroksid može postojati u orto obliku Al(OH)3 ili metaobliku AlO(OH) (metahidroksid).
Budući da, kao što je već spomenuto, amfoterni hidroksidi pokazuju i svojstva kiselina i svojstva baza, njihova formula i naziv se također mogu napisati drugačije: ili kao baza ili kao kiselina. Na primjer:
soli
Na primjer, soli uključuju spojeve kao što su KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3, itd.
Gore predstavljena definicija opisuje sastav većine soli, međutim, postoje soli koje ne potpadaju pod nju. Na primjer, umjesto katjona metala, sol može sadržavati amonijeve katione ili njegove organske derivate. One. soli uključuju spojeve kao što su, na primjer, (NH 4) 2 SO 4 (amonijum sulfat), + Cl - (metil amonijum hlorid) itd.
Klasifikacija soli
S druge strane, soli se mogu smatrati produktima zamjene katjona vodika H+ u kiselini drugim kationima, ili kao produktima zamjene hidroksidnih jona u bazama (ili amfoternih hidroksida) drugim anionima.
Uz potpunu zamjenu, tzv prosjek ili normalno sol. Na primjer, potpunom zamjenom katjona vodika u sumpornoj kiselini katjonima natrijuma nastaje prosječna (normalna) sol Na 2 SO 4, a potpunom zamjenom hidroksidnih jona u bazi Ca (OH) 2 kiselim ostacima nitratnih jona , formira se prosječna (normalna) sol Ca(NO3)2.
Soli dobivene nepotpunom zamjenom vodikovih kationa u dvobaznoj (ili više) kiselini metalnim kationima nazivaju se kiselim. Dakle, kada se vodikovi kationi u sumpornoj kiselini nepotpuno zamijene kationima natrijuma, nastaje kisela sol NaHSO 4.
Soli koje nastaju nepotpunom zamjenom hidroksidnih jona u dvokiselinskim (ili više) bazama nazivaju se baze. O jake soli. Na primjer, nepotpunom zamjenom hidroksidnih jona u bazi Ca(OH) 2 sa nitratnim ionima, nastaje baza O bistra sol Ca(OH)NO3.
Soli koje se sastoje od katjona dva različita metala i anjona kiselih ostataka samo jedne kiseline nazivaju se dvostruke soli. Tako, na primjer, dvostruke soli su KNaCO 3, KMgCl 3 itd.
Ako se sol formira od jedne vrste kationa i dvije vrste kiselih ostataka, takve soli se nazivaju mješovite. Na primjer, miješane soli su spojevi Ca(OCl)Cl, CuBrCl, itd.
Postoje soli koje ne potpadaju pod definiciju soli kao produkta zamjene katjona vodika u kiselinama metalnim kationima ili produkta zamjene hidroksidnih iona u bazama anionima kiselih ostataka. To su kompleksne soli. Na primjer, kompleksne soli su natrijum tetrahidroksozinkat i tetrahidroksoaluminat sa formulama Na 2 i Na, respektivno. Kompleksne soli se među ostalima najčešće mogu prepoznati po prisustvu uglastih zagrada u formuli. Međutim, morate razumjeti da da bi se supstanca klasificirala kao sol, ona mora sadržavati neke katione osim (ili umjesto) H +, a anioni moraju sadržavati neke anione osim (ili umjesto) OH - . Tako, na primjer, jedinjenje H2 ne pripada klasi kompleksnih soli, jer kada se odvoji od katjona, u otopini su prisutni samo katjoni vodonika H +. Na osnovu vrste disocijacije, ovu supstancu treba klasifikovati kao kompleksnu kiselinu bez kiseonika. Isto tako, OH spoj ne spada u soli, jer ovu vezu sastoji se od katjona + i hidroksidnih jona OH -, tj. treba ga smatrati sveobuhvatnom osnovom.
Nomenklatura soli
Nomenklatura srednjih i kiselih soli
Naziv srednjih i kiselih soli zasniva se na principu:
Ako je oksidacijsko stanje metala u složenim tvarima konstantno, onda to nije naznačeno.
Nazivi kiselinskih ostataka su navedeni gore kada se razmatra nomenklatura kiselina.
Na primjer,
Na 2 SO 4 - natrijum sulfat;
NaHSO 4 - natrijum hidrogen sulfat;
CaCO 3 - kalcijum karbonat;
Ca(HCO 3) 2 - kalcijum bikarbonat itd.
Nomenklatura osnovnih soli
Nazivi glavnih soli zasnivaju se na principu:
Na primjer:
(CuOH) 2 CO 3 - bakar (II) hidroksikarbonat;
Fe(OH) 2 NO 3 - gvožđe (III) dihidroksonitrat.
Nomenklatura kompleksnih soli
Nomenklatura složenih spojeva je mnogo složenija, a da biste položili Jedinstveni državni ispit ne morate mnogo znati o nomenklaturi kompleksnih soli.
Trebali biste znati imenovati kompleksne soli dobivene reakcijom alkalnih otopina s amfoternim hidroksidima. Na primjer:
*Iste boje u formuli i nazivu označavaju odgovarajuće elemente formule i imena.
Trivijalni nazivi neorganskih supstanci
Pod trivijalnim nazivima podrazumijevamo nazive supstanci koje nisu povezane, ili slabo povezane, sa svojim sastavom i strukturom. Trivijalna imena su, po pravilu, određena ili istorijskim razlozima ili fizičkim ili hemijskim svojstvima ovih jedinjenja.
Lista trivijalnih naziva neorganskih supstanci koje trebate znati:
| Na 3 | kriolit |
| SiO2 | kvarc, silicijum |
| FeS 2 | pirit, željezni pirit |
| CaSO 4 ∙2H 2 O | gips |
| CaC2 | kalcijum karbida |
| Al 4 C 3 | aluminijum karbida |
| KOH | kaustični kalijum |
| NaOH | kaustična soda, kaustična soda |
| H2O2 | vodikov peroksid |
| CuSO 4 ∙5H 2 O | bakar sulfat |
| NH4Cl | amonijak |
| CaCO3 | kreda, mermer, krečnjak |
| N2O | gas za smeh |
| NE 2 | smeđi gas |
| NaHCO3 | soda bikarbona |
| Fe3O4 | gvozdena vaga |
| NH 3 ∙H 2 O (NH 4 OH) | amonijak |
| CO | ugljen monoksid |
| CO2 | ugljen-dioksid |
| SiC | karborund (silicijum karbid) |
| PH 3 | fosfin |
| NH 3 | amonijak |
| KClO3 | Bertholetova so (kalijum hlorat) |
| (CuOH)2CO3 | malahit |
| CaO | živog vapna |
| Ca(OH)2 | gašeno vapno |
| transparentan vodeni rastvor Ca(OH)2 | krečna voda |
| suspenzija čvrstog Ca(OH) 2 u njegovom vodenom rastvoru | krečno mleko |
| K2CO3 | potash |
| Na 2 CO 3 | soda pepela |
| Na 2 CO 3 ∙10H 2 O | kristalna soda |
| MgO | magnezija |