|
Naslovi |
||
|
Meta-aluminijum |
Metaaluminat |
|
|
Metaarsenik |
Metaarsenat |
|
|
Orthoarsenic |
Orthoarsenate |
|
|
Metaarsenik |
Metaarsenit |
|
|
Orthoarsenical |
Orthoarsenite |
|
|
Metaborn |
Metaborat |
|
|
Orthoboric |
Ortoborat |
|
|
Četvorostruko |
Tetraborat |
|
|
Vodonik bromid | ||
|
bromirani |
Hipobromit |
|
|
bromonska | ||
|
Ant | ||
|
Sirće | ||
|
Vodonik cijanid | ||
|
Ugalj |
Carbonate |
|
|
Sorrel | ||
|
Hlorovodonik | ||
|
Hipohlorni |
Hipohlorit |
|
|
Hlorid | ||
|
Chlorous | ||
|
Perklorat |
||
|
Metachromic |
Metakromit |
|
|
Chrome | ||
|
Dvohromni |
Dihromat |
|
|
Vodonik jodid | ||
|
Jodna |
Hipojoditis |
|
|
Jod | ||
|
Periodat |
||
|
Mangan |
Permanganat |
|
|
Mangan |
Manganat |
|
|
molibden |
Molibdat |
|
|
Vodonik-azid (azot vodika) | ||
|
Nitrogenous | ||
|
Metafosforna |
Metafosfat |
|
|
Orthophosphoric |
Ortofosfat |
|
|
difosforna (pirofosforna) |
difosfat (pirofosfat) |
|
|
Fosfor | ||
|
Fosfor |
Hipofosfit |
|
|
Hidrogen sulfid | ||
|
Rodan vodonik | ||
|
Sumporna | ||
|
Tiosumpor |
Tiosulfat |
|
|
Dvosumporni (pirosumpor) |
disulfat (pirosulfat) |
|
|
peroxodusumpor (supersumpor) |
peroksodisulfat (persulfat) |
|
|
Vodonik selenid | ||
|
Selenistaya | ||
|
Selen | ||
|
Silicijum | ||
|
Vanadijum | ||
|
Tungsten |
volframat |
|
soli – tvari koje se mogu smatrati produktom zamjene atoma vodika u kiselini atomima metala ili grupom atoma. Postoji 5 vrsta soli: srednji (normalni), kiseli, bazični, dvostruki, složeni, koji se razlikuju po prirodi jona koji nastaju tokom disocijacije.
1.Srednje soli su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u molekuli kiseline. Sastav soli: katjon - jon metala, anjon - kiselinski ostatak ion Na 2 CO 3 - natrijum karbonat
Na 3 PO 4 - natrijum fosfat
Na 3 PO 4 = 3Na + + PO 4 3-
kationski anion
2. Kiselinske soli – produkti nepotpune zamjene atoma vodika u molekuli kiseline. Anion sadrži atome vodika.
NaH 2 PO 4 =Na + + H 2 PO 4 -
Dihidrogen fosfat kationski anion
Kisele soli proizvode samo polibazne kiseline kada je količina uzete baze nedovoljna.
H 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H 2 O
hidrogen sulfat
Dodavanjem viška alkalija, kisela so se može pretvoriti u medij
NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O
3.Bazične soli – produkti nepotpune zamjene hidroksidnih jona u bazi kiselinskim ostatkom. Kation sadrži hidrokso grupu.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
hidroksohlorid kation anion
Bazične soli mogu se formirati samo od polikiselinskih baza
(baze koje sadrže nekoliko hidroksilnih grupa), kada su u interakciji sa kiselinama.
Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H2O
Bazičnu sol možete pretvoriti u srednju sol tretiranjem kiselinom:
CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O
4. Dvostruke soli – sadrže katione nekoliko metala i anjone jedne kiseline
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
kalijum aluminijum sulfat
Karakteristična svojstva Sve vrste soli koje se razmatraju su: reakcije razmene sa kiselinama, alkalijama i jedna sa drugom.
Za imenovanje soli koristiti rusku i međunarodnu nomenklaturu.
Ruski naziv soli sastoji se od naziva kiseline i naziva metala: CaCO 3 - kalcijum karbonat.
Za kisele soli uvodi se "kiseli" aditiv: Ca(HCO 3) 2 - kiseli kalcijum karbonat. Za imenovanje glavnih soli dodajte „bazične“: (SuOH) 2 SO 4 – bazni bakar sulfat.
Najraširenija je međunarodna nomenklatura. Naziv soli prema ovoj nomenklaturi sastoji se od naziva anjona i naziva kationa: KNO 3 - kalijev nitrat. Ako metal ima drugačiju valenciju u spoju, onda je to naznačeno u zagradama: FeSO 4 - željezni sulfat (III).
Za soli kiselina koje sadrže kiseonik, nazivu se dodaje sufiks „at“ ako element koji stvara kiselinu ima veću valenciju: KNO 3 – kalijum nitrat; sufiks "it" ako element koji stvara kiselinu ima nižu valenciju: KNO 2 - kalijev nitrit. U slučajevima kada element koji stvara kiselinu formira kiseline u više od dva valentna stanja, uvijek se koristi sufiks “at”. Štaviše, ako pokazuje veću valenciju, dodaje se prefiks “per”. Na primjer: KClO 4 – kalijum perhlorat. Ako element koji stvara kiselinu čini nižu valenciju, koristi se sufiks “it” uz dodatak prefiksa “hypo”. Na primjer: KClO – kalijum hipohlorit. Za soli formirane od kiselina koje sadrže različite količine vode, dodaju se prefiksi “meta” i “orto”. Na primjer: NaPO 3 - natrijum metafosfat (sol metafosforne kiseline), Na 3 PO 4 - natrijum ortofosfat (sol ortofosforne kiseline). Prefiks "hidro" uvodi se u naziv kisele soli. Na primjer: Na 2 HPO 4 – natrijum hidrogen fosfat (ako anjon ima jedan atom vodonika) i prefiks “hidro” sa grčkim brojem (ako ima više od jednog atoma vodika) – NaH 2 PO 4 – natrijum dihidrogen fosfat. Prefiks "hydroxo" uvodi se u nazive glavnih soli. Na primjer: FeOHCl – gvožđe hidroksihlorid (I).
5. Kompleksne soli – jedinjenja koja formiraju kompleksne jone (nabijene komplekse) nakon disocijacije. Prilikom pisanja složenih jona, uobičajeno je da ih stavite u uglaste zagrade. Na primjer:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
Prema idejama koje je predložio A. Werner, u složenoj vezi postoje unutrašnje i vanjske sfere. Tako, na primjer, u razmatranim kompleksnim jedinjenjima, unutrašnja sfera je sastavljena od kompleksnih jona Ag(NH 3) 2 + i PtCl 6 2-, a vanjska sfera je Cl - i K +, respektivno. Centralni atom ili ion unutrašnje sfere naziva se agens za stvaranje kompleksa. U predloženim jedinjenjima to su Ag +1 i Pt +4. Molekule ili ioni suprotnog predznaka koordinirani oko agensa za stvaranje kompleksa su ligandi. U jedinjenjima koja se razmatraju to su 2NH 3 0 i 6Cl -. Broj liganada kompleksnog jona određuje njegov koordinacijski broj. U predloženim jedinjenjima to je jednako 2 i 6, respektivno.
Kompleksi se razlikuju po predznaku električnog naboja
1.Kationski (koordinacija oko pozitivnog jona neutralnih molekula):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2.Anionski (koordinacija oko agensa za stvaranje kompleksa u pozitivnom oksidacionom stanju liganda koji ima negativan stepen oksidacija):
K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3. Neutralni kompleksi – kompleksna jedinjenja bez spoljne sferePt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0. Za razliku od spojeva s anionskim i kationskim kompleksima, neutralni kompleksi nisu elektroliti.
Disocijacija kompleksnih jedinjenja u unutrašnju i vanjsku sferu naziva se primarni . Nastavlja se gotovo u potpunosti kao jaki elektroliti.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6 3 ─
Kompleksni ion (nabijeni kompleks) u kompleksnom spoju formira unutrašnju koordinacionu sferu, preostali joni formiraju vanjsku sferu.
U kompleksnom jedinjenju K 3, kompleksni jon 3-, koji se sastoji od agensa za formiranje kompleksa - jona Fe 3+ i liganda - CN ─ jona, je unutrašnja sfera jedinjenja, a joni K+ formiraju vanjsku sferu.
Ligandi koji se nalaze u unutrašnjoj sferi kompleksa su mnogo čvršće vezani agensom za formiranje kompleksa i njihova eliminacija tokom disocijacije se dešava samo u maloj meri. Reverzibilna disocijacija unutrašnje sfere kompleksnog jedinjenja se naziva sekundarno .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Sekundarna disocijacija kompleksa se javlja prema vrsti slabih elektrolita. Algebarski zbir naelektrisanja čestica nastalih tokom disocijacije kompleksnog jona jednak je naboju kompleksa.
Nazivi složenih jedinjenja, kao i nazivi običnih supstanci, formirani su od ruskih naziva kationa i Latinska imena anioni; baš kao iu običnim supstancama, u kompleksnim jedinjenjima prvi se naziva anjon. Ako je anion kompleksan, njegovo ime se formira od naziva liganada sa završetkom "o" (Cl - - hloro, OH - - hidrokso, itd.) i latinskog naziva agensa za stvaranje kompleksa sa sufiksom "at" ; broj liganada je, kao i obično, označen odgovarajućim brojem. Ako je agens za kompleksiranje element koji može pokazati promjenjivo oksidacijsko stanje, numerička vrijednost oksidacijskog stanja, kao u nazivima običnih spojeva, označena je rimskim brojem u zagradi
Primjer: Nazivi kompleksnih jedinjenja sa kompleksnim anjonom.
K 3 – kalijum heksacijanoferat (III)
Složeni kationi u velikoj većini slučajeva sadrže neutralne molekule vode H 2 O, nazvane "aqua", ili amonijak NH 3, nazvan "amin", kao ligande. U prvom slučaju, kompleksni kationi se nazivaju akva kompleksi, u drugom - amonijak. Naziv kompleksnog kationa sastoji se od naziva liganada koji označava njihov broj i ruskog naziva kompleksirajućeg agensa sa naznačenom vrijednošću njegovog oksidacijskog stanja, ako je potrebno.
Primjer: Nazivi kompleksnih jedinjenja sa kompleksnim katjonom.
Cl 2 – tetramin cink hlorid
Kompleksi, uprkos njihovoj stabilnosti, mogu biti uništeni u reakcijama u kojima se ligandi vezuju u još stabilnije, slabo disocijirajuće spojeve.
Primjer: Uništavanje hidrokso kompleksa kiselinom uslijed stvaranja slabo disocirajućih molekula H 2 O.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
Naziv kompleksnog jedinjenja počinju označavanjem sastava unutrašnje sfere, zatim nazivaju centralni atom i njegovo oksidaciono stanje.
U unutrašnjoj sferi, anjoni se prvo imenuju, dodajući završetak "o" latinskom nazivu.
F -1 – fluoro Cl - - hloroCN - - cijanoSO 2 -2 –sulfito
OH - - hydroxoNO 2 - - nitrito, itd.
Tada se neutralni ligandi nazivaju:
NH 3 – amin H 2 O – aqua
Broj liganada je označen grčkim brojevima:
I – mono (obično nije naznačeno), 2 – di, 3 – tri, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – heksa. Zatim prelazimo na naziv centralnog atoma (agensa za kompleksiranje). U obzir se uzima sljedeće:
Ako je agens za kompleksiranje dio kationa, tada se koristi ruski naziv elementa, a stupanj njegove oksidacije je naznačen u zagradama rimskim brojevima;
Ako je agens za stvaranje kompleksa dio aniona, tada se koristi latinski naziv elementa, njegovo oksidacijsko stanje je naznačeno prije njega, a završetak "at" se dodaje na kraju.
Nakon oznake unutrašnje sfere, naznačeni su kationi ili anioni koji se nalaze u vanjskoj sferi.
Prilikom formiranja imena kompleksnog spoja, treba imati na umu da se ligandi uključeni u njegov sastav mogu miješati: električni neutralni molekuli i nabijeni ioni; ili nabijenih jona različitih tipova.
Ag +1 NH 3 2 Cl– diamin srebro (I) hlorid
K 3 Fe +3 CN 6 - heksacijano (III) kalijum ferat
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihidroksotetrahloro(IV) amonijum platinat
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 o - diamin diklorid-platina x)
X) u neutralnim kompleksima ime kompleksirajućeg agensa se daje u nominativu
Kiseline su složene supstance, čiji se molekuli sastoje od atoma vodika (koji mogu biti zamijenjeni atomima metala) povezanih s kiselim ostatkom.
opšte karakteristike
Kiseline se dijele na bezkiseoničke i koje sadrže kisik, kao i na organske i neorganske.
Rice. 1. Klasifikacija kiselina – bez kiseonika i sa kiseonikom.
Anoksične kiseline su rastvori u vodi binarnih jedinjenja kao što su halogenidi ili sumporovodik. U otopini, polarna kovalentna veza između vodika i elektronegativnog elementa polarizira se djelovanjem dipolnih molekula vode, a molekuli se raspadaju na ione. prisustvo vodikovih jona u supstanci omogućava nam da vodene rastvore ovih binarnih jedinjenja nazivamo kiselinama.
Kiseline su nazvane prema nazivu binarnog spoja dodavanjem završetka -naya. na primjer, HF je fluorovodonična kiselina. Anion kiseline se naziva imenom elementa dodavanjem završetka -ide, na primjer, Cl - klorid.
Kiseline koje sadrže kiseonik (oksokiseline)– to su kiseli hidroksidi koji disociraju prema tipu kiseline, odnosno kao protoliti. Opća formula njih – E(OH)mOn, gdje je E nemetal ili metal s promjenjivom valentnošću in najviši stepen oksidacija. pod uslovom da kada je n 0, tada je kiselina slaba (H 2 BO 3 - borna), ako je n = 1, onda je kiselina ili slaba ili srednje jačine (H 3 PO 4 -ortofosforna), ako je n veće od ili jednako 2, tada se kiselina smatra jakom (H 2 SO 4).
Rice. 2. Sumporna kiselina.
Kiseli hidroksidi odgovaraju kiselim oksidima ili anhidridima kiselina, na primjer, sumporna kiselina odgovara sumpornom anhidridu SO 3.
Hemijska svojstva kiselina
Kiseline se odlikuju nizom svojstava koja ih razlikuju od soli i drugih hemijskih elemenata:
- Akcija na indikatore. Kako se kiseli protoliti disociraju u H+ ione, koji mijenjaju boju indikatora: ljubičasti rastvor lakmusa postaje crven, a narandžasti rastvor metil narandže postaje ružičast. Polibazične kiseline disociraju u fazama, pri čemu je svaka naredna faza teža od prethodne, jer u drugoj i trećoj fazi disociraju sve slabiji elektroliti:
H 2 SO 4 =H+ +HSO 4 –
Boja indikatora ovisi o tome da li je kiselina koncentrirana ili razrijeđena. Tako, na primjer, kada se lakmus spusti u koncentriranu sumpornu kiselinu, indikator postaje crven, ali u razrijeđenoj sumpornoj kiselini boja se neće promijeniti.
- Reakcija neutralizacije, odnosno interakcija kiselina sa bazama, što rezultira stvaranjem soli i vode, uvijek se događa ako je barem jedan od reagensa jak (baza ili kiselina). Reakcija se ne odvija ako je kiselina slaba, a baza nerastvorljiva. Na primjer, reakcija ne funkcionira:
H 2 SiO 3 (slaba kiselina nerastvorljiva u vodi) + Cu(OH) 2 – reakcija ne dolazi
Ali u drugim slučajevima, reakcija neutralizacije s ovim reagensima ide:
H 2 SiO 3 +2KOH (alkalijski) = K 2 SiO 3 +2H 2 O
- Interakcija sa bazičnim i amfoternim oksidima:
Fe 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
- Interakcija kiselina sa metalima, koji stoji u nizu napona lijevo od vodonika, dovodi do procesa usljed kojeg nastaje sol i oslobađa se vodik. Ova reakcija se odvija lako ako je kiselina dovoljno jaka.
Dušična kiselina i koncentrirana sumporna kiselina reagiraju s metalima zbog redukcije ne vodika, već centralnog atoma:
Mg+H 2 SO 4 +MgSO 4 +H 2
- Interakcija kiselina sa solima nastaje kada se kao rezultat formira slaba kiselina. Ako je sol koja reagira s kiselinom topljiva u vodi, tada će se reakcija nastaviti i ako se formira nerastvorljiva sol:
Na 2 SiO 3 (rastvorljiva sol slabe kiseline) + 2HCl (jaka kiselina) = H 2 SiO 3 (slaba nerastvorljiva kiselina) + 2NaCl (rastvorljiva sol)
Mnoge kiseline nalaze se u industriji, npr. sirćetna kiselina neophodna za konzerviranje mesnih i ribljih proizvoda
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 mješavina HCl i H 2 O, ugljična kiselina je mješavina CO 2 i H 2 O. Jasno je da korištenje izraza „rastvor hlorovodonične kiseline"pogrešno.
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 vodenoj otopini slabe ugljične kiseline lakmus nije crven, već ružičast; otopina iznad taloga vrlo slabe silicijske kiseline uopće ne mijenja boju indikatora.
2. Kiseline stupaju u interakciju sa bazičnim oksidima, bazama i amfoterni hidroksidi, amonijak hidrat (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 vodeni rastvori sa stvaranjem amonijum 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 voda se vrlo specifično ponaša u reakcijama sa solima. sumporna kiselina. 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:
- raspuštanje odgovarajućeg kiseli oksidi 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 ↓
Kiseline su hemijska jedinjenja koja su sposobna da doniraju električki nabijeni vodikov jon (kation) i takođe prihvate dva elektrona u interakciji, što rezultira formiranjem kovalentne veze.
U ovom članku ćemo pogledati glavne kiseline koje se proučavaju u srednjoj školi. srednje škole, a također naučiti mnoge zanimljivosti o raznim kiselinama. Hajde da počnemo.
Kiseline: vrste
U hemiji postoji mnogo različitih kiselina koje imaju vrlo različita svojstva. Hemičari razlikuju kiseline prema njihovom sadržaju kiseonika, isparljivosti, rastvorljivosti u vodi, jačini, stabilnosti i da li pripadaju organskoj ili neorganskoj klasi. hemijska jedinjenja. U ovom članku ćemo pogledati tabelu koja predstavlja najpoznatije kiseline. Tabela će vam pomoći da zapamtite naziv kiseline i njenu hemijsku formulu.
Dakle, sve je jasno vidljivo. Ova tabela prikazuje najpoznatije kiseline u hemijskoj industriji. Tabela će vam pomoći da zapamtite imena i formule mnogo brže.
Vodonik sulfidna kiselina
H 2 S je hidrosulfidna kiselina. Njegova posebnost je u tome što je i gas. Vodonik sulfid je veoma slabo rastvorljiv u vodi, a takođe je u interakciji sa mnogim metalima. Sumporovodikova kiselina pripada grupi "slabih kiselina", čije ćemo primjere razmotriti u ovom članku.
H 2 S ima blago slatkast ukus, a takođe i veoma oštar miris pokvarena jaja. U prirodi se može naći u prirodnim ili vulkanskim gasovima, a oslobađa se i prilikom raspadanja proteina.
Svojstva kiselina su vrlo raznolika; čak i ako je kiselina nezamjenjiva u industriji, može biti vrlo štetna za ljudsko zdravlje. Ova kiselina je veoma toksična za ljude. Kada se udahne mala količina vodonik sulfida, osoba doživljava glavobolju, jaku mučninu i vrtoglavicu. Ako osoba udahne veliki broj H 2 S, može dovesti do napadaja, kome ili čak trenutne smrti.
Sumporna kiselina
H 2 SO 4 je jaka sumporna kiselina sa kojom se deca upoznaju na časovima hemije u 8. razredu. Hemijske kiseline kao što je sumporna kiselina su veoma jaki oksidanti. H 2 SO 4 djeluje kao oksidant na mnoge metale, kao i na bazične okside.
H 2 SO 4 u kontaktu sa kožom ili odjećom izaziva hemijske opekotine, međutim, nije tako toksičan kao sumporovodik.
Azotna kiselina
Jake kiseline su veoma važne u našem svetu. Primjeri takvih kiselina: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 je dobro poznat Azotna kiselina. Našao je široku primenu u industriji, kao i u poljoprivreda. Koristi se za izradu raznih đubriva, u nakitu, pri štampanju fotografija, u proizvodnji lijekovi i boje, kao i u vojnoj industriji.
Takve hemijske kiseline, kao i azot, veoma su štetni za organizam. Pare HNO 3 ostavljaju čireve i uzrokuju akutna upala i iritacija disajnih puteva.
Dušična kiselina
Dušična kiselina se često miješa sa dušičnom kiselinom, ali postoji razlika između njih. Činjenica je da je mnogo slabiji od dušika, ima potpuno drugačija svojstva i djelovanje na ljudski organizam.
HNO 2 je našao široku primenu u hemijskoj industriji.
Fluorovodonična kiselina
Fluorovodonična kiselina (ili fluorovodonik) je rastvor H 2 O sa HF. Formula kiseline je HF. Fluorovodonična kiselina se vrlo aktivno koristi u industriji aluminija. Koristi se za otapanje silikata, jetkanja silicijuma i silikatnog stakla.
Vodonik-fluorid je vrlo štetan za ljudski organizam i, ovisno o svojoj koncentraciji, može biti blagi narkotik. U slučaju kontakta s kožom, u početku nema promjena, ali nakon nekoliko minuta se mogu pojaviti. oštra bol i hemijske opekotine. Fluorovodonična kiselina je veoma štetna za životnu sredinu.
Hlorovodonična kiselina
HCl je hlorovodonik i jaka je kiselina. Hlorovodonik zadržava svojstva kiselina koje pripadaju grupi jakih kiselina. Kiselina je providna i bezbojna po izgledu, ali se dimi u vazduhu. Hlorovodonik se široko koristi u metalurškoj i prehrambenoj industriji.
Ova kiselina izaziva hemijske opekotine, ali je ulazak u oči posebno opasan.
Fosforna kiselina
Fosforna kiselina (H 3 PO 4) je po svojim svojstvima slaba kiselina. Ali čak i slabe kiseline mogu imati svojstva jakih. Na primjer, H 3 PO 4 se koristi u industriji za obnavljanje željeza od rđe. Osim toga, fosforna (ili ortofosforna) kiselina se široko koristi u poljoprivredi - od nje se proizvode mnoga različita gnojiva.
Svojstva kiselina su vrlo slična - gotovo svaka od njih je vrlo štetna za ljudski organizam, H 3 PO 4 nije izuzetak. Na primjer, ova kiselina također uzrokuje teške hemijske opekotine, krvarenje iz nosa i lomljenje zuba.
Ugljena kiselina
H 2 CO 3 je slaba kiselina. Dobiva se otapanjem CO 2 (ugljični dioksid) u H 2 O (voda). Ugljena kiselina se koristi u biologiji i biohemiji.
Gustina raznih kiselina
Gustina kiselina zauzima važno mjesto u teorijskom i praktičnom dijelu hemije. Poznavajući gustinu, možete odrediti koncentraciju određene kiseline, riješiti probleme kemijskog proračuna i dodati ispravnu količinu kiseline kako biste završili reakciju. Gustoća bilo koje kiseline mijenja se ovisno o koncentraciji. Na primjer, što je veći procenat koncentracije, to je veća gustina.
Opća svojstva kiselina
Apsolutno sve kiseline jesu (odnosno, sastoje se od nekoliko elemenata periodnog sistema), a u svom sastavu nužno uključuju H (vodik). Zatim ćemo pogledati koji su uobičajeni:
- Sve kiseline koje sadrže kiseonik (u čijoj se formuli nalazi O) pri razgradnji tvore vodu, a i one bez kiseonika se razlažu u jednostavne supstance(na primjer, 2HF se razlaže na F 2 i H 2).
- Oksidirajuće kiseline reaguju sa svim metalima u nizu aktivnosti metala (samo onima koji se nalaze lijevo od H).
- Oni stupaju u interakciju s raznim solima, ali samo s onima koje je formirala još slabija kiselina.
Prema sopstvenim fizička svojstva kiseline se oštro razlikuju jedna od druge. Na kraju krajeva, oni mogu imati miris ili ne, a također mogu biti različiti agregatna stanja: tečni, gasoviti i čak čvrsti. Čvrste kiseline su veoma zanimljive za proučavanje. Primjeri takvih kiselina: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.
Koncentracija
Koncentracija je vrijednost koja određuje kvantitativni sastav bilo koje otopine. Na primjer, kemičari često moraju odrediti koliko je čiste sumporne kiseline prisutno u razrijeđenoj kiselini H 2 SO 4. Da bi to učinili, sipaju malu količinu razrijeđene kiseline u mjernu čašu, izvagaju je i određuju koncentraciju pomoću grafikona gustoće. Koncentracija kiselina je usko povezana s gustoćom; često, prilikom određivanja koncentracije, postoje računski problemi gdje je potrebno odrediti postotak čiste kiseline u otopini.
Klasifikacija svih kiselina prema broju H atoma u njihovoj hemijskoj formuli
Jedna od najpopularnijih klasifikacija je podjela svih kiselina na jednobazne, dvobazne i, shodno tome, trobazne kiseline. Primeri jednobaznih kiselina: HNO 3 (azotna), HCl (hlorovodonična), HF (fluorovodonična) i druge. Ove kiseline se nazivaju jednobaznim, jer sadrže samo jedan atom H. Takvih kiselina je mnogo, nemoguće je zapamtiti apsolutno svaku. Samo trebate zapamtiti da se kiseline također klasificiraju prema broju H atoma u njihovom sastavu. Slično su definirane i dvobazne kiseline. Primjeri: H 2 SO 4 (sumporni), H 2 S (vodonik sulfid), H 2 CO 3 (ugalj) i drugi. Tribazni: H 3 PO 4 (fosforni).
Osnovna klasifikacija kiselina
Jedna od najpopularnijih klasifikacija kiselina je njihova podjela na one koje sadrže kisik i bez kisika. Kako zapamtiti bez znanja hemijska formula tvari koje su kiseline koje sadrže kisik?
Sve kiseline bez kiseonika ne sadrže važan element O je kiseonik, ali sadrži H. Stoga se uz njihovo ime uvijek vezuje riječ “vodonik”. HCl je H 2 S - vodonik sulfid.
Ali možete napisati i formulu zasnovanu na nazivima kiselina koje sadrže kiseline. Na primjer, ako je broj O atoma u tvari 4 ili 3, nazivu se uvijek dodaje sufiks -n-, kao i završetak -aya-:
- H 2 SO 4 - sumpor (broj atoma - 4);
- H 2 SiO 3 - silicijum (broj atoma - 3).
Ako tvar ima manje od tri atoma kisika ili tri, tada se sufiks -ist- koristi u nazivu:
- HNO 2 - azotni;
- H 2 SO 3 - sumpor.
Opća svojstva
Sve kiseline imaju kiselkast i često blago metalni ukus. Ali postoje i druga slična svojstva koja ćemo sada razmotriti.
Postoje supstance koje se nazivaju indikatori. Indikatori mijenjaju boju, ili boja ostaje, ali se mijenja njena nijansa. Ovo se dešava kada na indikatore utiču druge supstance, kao što su kiseline.
Primjer promjene boje je tako poznati proizvod kao što su čaj i limunska kiselina. Kada se limun doda u čaj, čaj postepeno počinje da primetno svetli. To je zbog činjenice da limun sadrži limunsku kiselinu.
Ima i drugih primjera. Lakmus, koji u neutralnom okruženju ima ljubičasta boja pocrveni kada se doda hlorovodonična kiselina.
Kada su napetosti u nizu napetosti prije vodonika, oslobađaju se mjehurići plina - H. Međutim, ako se metal koji je u zateznoj seriji nakon H stavi u epruvetu sa kiselinom, tada neće doći do reakcije, neće biti evolucija gasa. Dakle, bakar, srebro, živa, platina i zlato neće reagovati sa kiselinama.
U ovom članku smo ispitali najpoznatije kemijske kiseline, kao i njihova glavna svojstva i razlike.