Tablica bazičnih kiselina i njihovih soli. Imena nekih anorganskih kiselina i soli
kiseline- elektroliti, tijekom disocijacije kojih se iz pozitivnih iona formiraju samo H + ioni:
HNO3 ↔ H++NO3-;
CH 3 COOH ↔ H + +CH 3 COO -.
Sve kiseline se dijele na anorganske i organske (karboksilne), koje također imaju svoju (unutarnju) klasifikaciju.
U normalnim uvjetima postoji značajna količina anorganskih kiselina tekuće stanje, neki - u čvrstom stanju (H 3 PO 4, H 3 BO 3).
Organske kiseline s do 3 atoma ugljika lako su pokretljive, bezbojne tekućine karakterističnog oštrog mirisa; kiseline sa 4-9 atoma ugljika – uljaste tekućine sa loš miris, i kiseline sa veliki iznos atomi ugljika su krute tvari netopljive u vodi.
Kemijske formule kiselina
Razmotrite kemijske formule kiselina na primjeru nekoliko predstavnika (i anorganskih i organskih): klorovodična kiselina -HCl, sumporna kiselina - H 2 SO 4, fosforna kiselina - H 3 PO 4, octena kiselina - CH 3 COOH i benzojeva kiselina - C6H5COOH. Kemijska formula pokazuje kvalitativni i kvantitativni sastav molekule (koliko i koji atomi su uključeni u određeni spoj) Pomoću kemijske formule možete izračunati molekularnu težinu kiselina (Ar (H) \u003d 1 amu, Ar ( Cl) \u003d 35,5 a.u.m.). m.u., Ar(P) = 31 a.u.m., Ar(O) = 16 a.u.m., Ar(S) = 32 a.u.m., Ar(C) = 12 a.u.m.):
Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);
Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.
Mr(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);
Mr(H 2 SO 4) \u003d 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H 3 PO 4) \u003d 3 × 1 + 31 + 4 × 16 = 3 + 31 + 64 \u003d 98.
Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(CH3COOH) = 3x12 + 4x1 + 2x16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C6H5COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7x12 + 6x1 + 2x16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Strukturne (grafičke) formule kiselina
Strukturna (grafička) formula tvari više je vizualna. Pokazuje kako su atomi međusobno povezani unutar molekule. Navedimo strukturne formule svakog od navedenih spojeva:
Riža. 1. Strukturna formula klorovodične kiseline.
Riža. 2. Strukturna formula sumporne kiseline.
Riža. 3. Strukturna formula fosforne kiseline.
Riža. 4. Strukturna formula octene kiseline.
Riža. 5. Strukturna formula benzojeve kiseline.
Ionske formule
Sve anorganske kiseline su elektroliti, tj. sposobni disocirati u vodenoj otopini na ione:
HCl ↔ H + + Cl -;
H2SO4 ↔ 2H + + SO4 2-;
H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3-.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Zadatak | Uz potpuno izgaranje 6 g organska tvar Nastalo je 8,8 g ugljičnog monoksida (IV) i 3,6 g vode. Odredite molekulsku formulu izgorjele tvari ako je poznata njezina molarna masa 180 g/mol. |
| Odluka | Napravimo shemu reakcije izgaranja organski spoj označavajući broj atoma ugljika, vodika i kisika kao "x", "y" i "z", redom: C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Odredimo mase elemenata koji čine ovu tvar. Vrijednosti relativne atomske mase preuzete iz Periodni sustav elemenata DI. Mendeljejeva, zaokruženo na cijele brojeve: Ar(C) = 12 a.m.u., Ar(H) = 1 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H2O)×M(H) = ×M(H); Izračunajte molarne mase ugljičnog dioksida i vode. Kao što je poznato, molarna masa molekule jednaka je zbroju relativnih atomskih masa atoma koji čine molekulu (M = Mr): M(CO 2) \u003d Ar (C) + 2 × Ar (O) = 12+ 2 × 16 = 12 + 32 = 44 g / mol; M(H 2 O) \u003d 2 × Ar (H) + Ar (O) = 2 × 1 + 16 = 2 + 16 = 18 g / mol. m(C)=×12=2,4 g; m (H) \u003d 2 × 3,6 / 18 × 1 = 0,4 g. m(O) \u003d m (C x H y O z) - m (C) - m (H) \u003d 6 - 2,4 - 0,4 \u003d 3,2 g. Idemo definirati kemijska formula veze: 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. Dakle, najjednostavnija formula spoja CH 2 O i molekulska masa 30 g/mol. Da bismo pronašli pravu formulu organskog spoja, nalazimo omjer stvarne i dobivene molarne mase: M tvar / M (CH 2 O) \u003d 180 / 30 \u003d 6. To znači da bi indeksi atoma ugljika, vodika i kisika trebali biti 6 puta veći, tj. formula tvari će izgledati kao C 6 H 12 O 6. Je li glukoza ili fruktoza. |
| Odgovor | C6H12O6 |
PRIMJER 2
| Zadatak | Izvedite najjednostavniju formulu spoja u kojem je maseni udio fosfora 43,66%, a maseni udio kisika 56,34%. |
| Odluka | Maseni udio element X u molekuli sastava HX izračunava se sljedećom formulom: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označimo broj atoma fosfora u molekuli s "x", a broj atoma kisika s "y" Pronađite odgovarajućeg srodnika atomske mase elementi fosfor i kisik (vrijednosti relativnih atomskih masa preuzete iz periodnog sustava D.I. Mendeljejeva zaokružene su na cijele brojeve). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Postotak elemenata dijelimo s odgovarajućim relativnim atomskim masama. Tako ćemo pronaći odnos između broja atoma u molekuli spoja: 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. To znači da najjednostavnija formula za spoj fosfora i kisika ima oblik P 2 O 5. To je fosfor (V) oksid. |
| Odgovor | P2O5 |
7. Kiseline. Sol. Odnos između klasa anorganskih tvari
7.1. kiseline
Kiseline su elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju samo vodikovi kationi H + kao pozitivno nabijeni ioni (točnije hidronijevi ioni H 3 O +).
Druga definicija: kiseline su složene tvari, koji se sastoji od atoma vodika i kiselinskih ostataka (tablica 7.1).
Tablica 7.1
Formule i nazivi nekih kiselina, kiselinskih ostataka i soli
| Formula kiseline | Naziv kiseline | Kiselinski ostatak (anion) | Naziv soli (srednje) |
|---|---|---|---|
| HF | fluorovodik (fluorovodik) | F- | Fluoridi |
| HCl | klorovodična (solna) | Cl- | kloridi |
| HBr | bromovodična | Br- | Bromidi |
| BOK | Hidrojodni | ja- | jodidi |
| H 2 S | Sumporovodik | S2− | Sulfidi |
| H2SO3 | sumporast | SO 3 2 - | Sulfiti |
| H2SO4 | sumporna | SO 4 2 - | sulfati |
| HNO 2 | dušični | NE 2 - | Nitriti |
| HNO3 | Dušik | NE 3 - | Nitrati |
| H2SiO3 | Silicij | SiO 3 2 - | silikati |
| HPO 3 | Metafosforni | PO 3 - | Metafosfati |
| H3PO4 | ortofosforna | PO 4 3 - | Ortofosfati (fosfati) |
| H4P2O7 | Pirofosforna (dvofosforna) | P 2 O 7 4 - | Pirofosfati (difosfati) |
| HMnO 4 | mangan | MnO 4 - | Permanganati |
| H2CrO4 | Krom | CrO 4 2 - | kromati |
| H2Cr2O7 | dvobojni | Cr 2 O 7 2 - | Dikromati (bikromati) |
| H 2 SeO 4 | Selenic | SeO 4 2 − | Selenati |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 - | Ortoborati |
| HClO | hipokloran | ClO- | Hipokloriti |
| HClO 2 | Klorid | ClO 2 - | kloriti |
| HClO 3 | Klor | ClO 3 - | Klorati |
| HClO 4 | Klorna | ClO 4 - | Perklorati |
| H2CO3 | Ugljen | CO 3 3 - | karbonati |
| CH3COOH | Octena | CH 3 COO − | Acetati |
| HCOOH | Mravlja | HCOO- | Formati |
Na normalnim uvjetima kiseline mogu biti čvrste tvari(H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i tekućine (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Ove kiseline mogu postojati u pojedinačnom (100% obliku) iu obliku razrijeđenih i koncentriranih otopina. Na primjer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH poznati su pojedinačno i u otopinama.
Brojne kiseline poznate su samo u otopinama. To su sve halogenovodične (HCl, HBr, HI), sumporovodične H 2 S, cijanovodične (HCN), ugljene H 2 CO 3, sumporaste H 2 SO 3 kiseline, koje su otopine plinova u vodi. Na primjer, klorovodična kiselina je smjesa HCl i H 2 O, ugljen je smjesa CO 2 i H 2 O. Jasno je da korištenje izraza “otopina klorovodične kiseline" nije u redu.
Većina kiselina je topiva u vodi, silicijeva kiselina H 2 SiO 3 je netopljiva. Velika većina kiselina ima molekularnu strukturu. Primjeri strukturne formule kiseline:
U većini molekula kiseline koje sadrže kisik, svi atomi vodika vezani su na kisik. Ali postoje iznimke:
Kiseline se klasificiraju prema nizu obilježja (tablica 7.2).
Tablica 7.2
Klasifikacija kiselina
| Klasifikacijski znak | Tip kiseline | Primjeri |
|---|---|---|
| Broj vodikovih iona nastalih tijekom potpune disocijacije molekule kiseline | Jednobazni | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Dibasic | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Trobazni | H3PO4, H3AsO4 | |
| Prisutnost ili odsutnost atoma kisika u molekuli | Sadrži kisik (kiselinski hidroksidi, oksokiseline) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Anoksičan | HF, H2S, HCN | |
| Stupanj disocijacije (snaga) | Jaki (potpuno disocirani, jaki elektroliti) | HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razl.), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 |
| Slab (djelomično disocirani, 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, H2SO4 (konc.) | |
| Oksidirajuća svojstva | Oksidirajuća sredstva zbog H + iona (uvjetno neoksidirajuće kiseline) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (razl.), H 3 PO 4 , CH 3 COOH |
| Oksidirajuća sredstva zbog aniona (oksidirajuće kiseline) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Anionski redukcijski agensi | HCl, HBr, HI, H 2 S (ali ne HF) | |
| Toplinska stabilnost | Postoji samo u rješenjima | H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2 |
| Lako se razgrađuje zagrijavanjem | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Termički stabilan | H2SO4 (konc), H3PO4 |
Sva opća kemijska svojstva kiselina posljedica su prisutnosti u njihovim vodenim otopinama viška vodikovih kationa H + (H 3 O +).
1. Zbog viška H + iona vodene otopine kiseline mijenjaju boju lakmus violeta i metiloranža u crvenu (fenolftalein ne mijenja boju, ostaje bezbojan). U vodenoj otopini slabe ugljične kiseline lakmus nije crven, već ružičast; otopina iznad taloga vrlo slabe silicijeve kiseline uopće ne mijenja boju indikatora.
2. Kiseline međusobno djeluju s bazičnim oksidima, bazama i amfoternim hidroksidima, amonijak hidratom (vidi pogl. 6).
Primjer 7.1. Za provedbu transformacije BaO → BaSO 4, možete koristiti: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.
Odluka. Transformacija se može izvesti pomoću H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 ne reagira s BaO, a u reakciji BaO sa SO 2 nastaje barijev sulfit:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Odgovor: 3).
3. Kiseline reagiraju s amonijakom i njegovim vodenim otopinama pri čemu nastaju amonijeve soli:
HCl + NH3 \u003d NH4Cl - amonijev klorid;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijev sulfat.
4. Neoksidirajuće kiseline uz stvaranje soli i oslobađanje vodika reagiraju s metalima koji se nalaze u nizu aktivnosti na vodik:
H 2 SO 4 (razl.) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2
Međudjelovanje oksidirajućih kiselina (HNO 3 , H 2 SO 4 (konc)) s metalima vrlo je specifično i razmatra se u proučavanju kemije elemenata i njihovih spojeva.
5. Kiseline stupaju u interakciju sa solima. Reakcija ima niz značajki:
a) u većini slučajeva, kada jača kiselina reagira sa solju slabije kiseline, nastaje sol slabe kiseline i slaba kiselina ili, kako kažu, jača kiselina istiskuje slabiju. Niz opadanja jakosti kiselina izgleda ovako:
Primjeri tekućih reakcija:
2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 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 \u003d 2CH 3 COOK + 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 (diff), NaNO 3 i H 2 SO 4 (diff), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2C03, CH3COOK i H2C03;
b) u nekim slučajevima slabija kiselina istiskuje jaču iz soli:
CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (razb) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Takve su reakcije moguće kada se talozi nastalih soli ne tope u nastalim razrijeđenim jakim kiselinama (H 2 SO 4 i HNO 3);
c) u slučaju stvaranja taloga netopljivih u jakim kiselinama moguća je reakcija između jake kiseline i soli koju tvori druga jaka kiselina:
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Primjer 7.2. Označi niz u kojem su navedene formule tvari koje reagiraju s H 2 SO 4 (razl.).
1) Zn, Al2O3, KCl (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF 2) Cu(OH)2, K2CO3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn (OH) 2.
Odluka. Sve tvari serije 4 stupaju u interakciju s H 2 SO 4 (razb):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
U redu 1) reakcija s KCl (p-p) nije izvediva, u redu 2) - s Ag, u redu 3) - s NaNO 3 (p-p).
Odgovor: 4).
6. Koncentrirana sumporna kiselina ponaša se vrlo specifično u reakcijama sa solima. To je nehlapljiva i termički stabilna kiselina, stoga istiskuje sve jake kiseline iz čvrstih (!) soli, budući da su hlapljivije od H 2 SO 4 (konc):
KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HCl
2KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc) K 2 SO 4 + 2HCl
Soli koje stvaraju jake kiseline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagiraju samo s koncentriranom sumpornom kiselinom i to samo u krutom stanju
Primjer 7.3. Koncentrirana sumporna kiselina, za razliku od razrijeđene sumporne kiseline, reagira:
3) KNO 3 (TV);
Odluka. Obje kiseline reagiraju s KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a samo H 2 SO 4 (konc) reagira s KNO 3 (tv).
Odgovor: 3).
Metode dobivanja kiselina vrlo su raznolike.
Anoksične kiseline primiti:
- otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:
HCl (g) + H 2 O (g) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (g) → H 2 S (otopina)
- iz soli istiskivanjem jačim ili manje hlapljivim kiselinama:
FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S
KCl (tv) + H2SO4 (konc) = KHSO4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
oksigenirane kiseline primiti:
- otapanjem odgovarajućih kiselinskih oksida u vodi, dok oksidacijsko stanje kiselotvornog elementa u oksidu i kiselini ostaje isto (izuzetak je NO 2):
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 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 formira talog koji je netopljiv u dobivenim kiselinama):
Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razb) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- istiskivanje 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
- zamjenom 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 ↓
| Formula kiseline | Naziv kiseline | Ime soli | Odgovarajući oksid |
| HCl | Sol | kloridi | ---- |
| BOK | hidrojod | jodidi | ---- |
| HBr | bromovodična | Bromidi | ---- |
| HF | Fluorna | Fluoridi | ---- |
| HNO3 | Dušik | Nitrati | N 2 O 5 |
| H2SO4 | sumporna | sulfati | SO 3 |
| H2SO3 | sumporast | Sulfiti | SO2 |
| H 2 S | Sumporovodik | Sulfidi | ---- |
| H2CO3 | Ugljen | karbonati | CO2 |
| H2SiO3 | Silicij | silikati | SiO2 |
| HNO 2 | dušični | Nitriti | N2O3 |
| H3PO4 | Fosforna | Fosfati | P2O5 |
| H3PO3 | Fosforna | Fosfiti | P2O3 |
| H2CrO4 | Krom | kromati | CrO3 |
| H2Cr2O7 | dvostruki krom | bikromati | CrO3 |
| HMnO 4 | mangan | Permanganati | Mn2O7 |
| HClO 4 | Klorna | Perklorati | Cl2O7 |
Kiseline u laboratoriju mogu se dobiti:
1) pri otapanju kiselinskih oksida u vodi:
N2O5 + H2O → 2HNO3;
CrO3 + H2O → H2CrO4;
2) kada soli stupaju u interakciju s jakim kiselinama:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;
Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3 .
Kiseline međusobno djeluju s metalima, bazama, bazičnim i amfoternim oksidima, amfoternim hidroksidima i solima:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 (koncentrirani) → 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 stupaju u interakciju samo s onim metalima koji su u elektrokemijskom nizu do vodika, pri čemu se oslobađa slobodni vodik. S nisko aktivnim metalima (u elektrokemijskom nizu, naponi su nakon vodika), takve kiseline ne stupaju u interakciju. Kiseline, koje su jaki oksidansi (dušična, koncentrirana sumporna), reagiraju sa svim metalima, osim s plemenitim (zlato, platina), ali ne oslobađa se vodik, već voda i oksid, na primjer, SO 2 ili NO 2 .
Sol je proizvod supstitucije metala vodikom u kiselini.
Sve soli se dijele na:
srednji– NaCl, K 2 CO 3 , KMnO 4 , Ca 3 (PO 4) 2 itd.;
kiselo– NaHCO3, KH2PO4;
glavni - CuOHCl, Fe (OH) 2 NO 3.
Prosječna sol je proizvod potpune zamjene vodikovih iona u molekuli kiseline metalnim atomima.
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 skupina baza polivalentnih metala s kiselim ostacima. Bazične soli uvijek sadrže hidrokso skupinu.
Srednje soli se dobivaju interakcijom:
1) kiseline i baze:
NaOH + HCl → NaCl + H2O;
2) kiselinski i bazični oksid:
H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;
3) kiselinski 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 s kiselinom:
Fe + 6HNO 3 (koncentrirano) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;
6) dvije soli:
AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;
7) soli i kiseline:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;
8) soli i lužine:
CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4.
Kisele soli se dobivaju:
1) pri neutralizaciji polibazičnih kiselina alkalijama u suvišku kiseline:
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O;
2) u interakciji srednjih soli s kiselinama:
SaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca (HCO 3) 2;
3) tijekom hidrolize soli koje stvara slaba kiselina:
Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.
Glavne soli su:
1) u reakciji između baze viševalentnog metala i kiseline u suvišku baze:
Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;
2) u interakciji srednjih soli s alkalijama:
SuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;
3) tijekom hidrolize srednjih soli formiranih slabim bazama:
AlCl 3 + H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.
Soli mogu komunicirati s kiselinama, alkalijama, drugim solima, s 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 dolazi do kraja tek kada nastane slabo topljivi, plinoviti ili slabo disocirajući spoj.
Osim toga, soli mogu komunicirati s metalima, pod uvjetom da je metal aktivniji (ima negativniji potencijal elektrode) od metala koji je dio soli:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Za soli su također karakteristične reakcije razgradnje:
BaCO 3 → BaO + CO 2;
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.
DOBIVANJE I SVOJSTVA
BAZE, KISELINE I SOLI
Iskustvo 1. Dobivanje lužina.
1.1. Interakcija metala s vodom.
U kristalizator ili porculansku šalicu (otprilike 1/2 posude) ulijte destiliranu vodu. Uzmite od učitelja komad metalnog natrija, prethodno osušen filtar papirom. Stavite komadić natrija u kristalizator s vodom. Na kraju reakcije dodajte nekoliko kapi fenolftaleina. Zabilježite uočene pojave, napravite jednadžbu reakcije. Imenujte nastali spoj, zapišite njegovu strukturnu formulu.
1.2. Interakcija metalnog oksida s vodom.
U epruvetu (1/3 epruvete) ulijte destiliranu vodu i stavite grumen CaO, dobro promiješajte, dodajte 1 - 2 kapi fenolftaleina. Zabilježite uočene pojave, napišite jednadžbu reakcije. Imenujte nastali spoj, navedite njegovu strukturnu formulu.
Kiseline su složene tvari čije se molekule sastoje od atoma vodika (koji se mogu zamijeniti atomima metala) povezanih s kiselinskim ostatkom.
opće karakteristike
Kiseline se dijele na one bez kisika i one koje sadrže kisik te na organske i anorganske.
Riža. 1. Podjela kiselina - anoksične i one koje sadrže kisik.
Anoksične kiseline su otopine u vodi takvih binarnih spojeva kao što su halogenidi ili sumporovodik. U otopini se polarna kovalentna veza između vodika i elektronegativnog elementa polarizira djelovanjem dipolnih molekula vode, a molekule se raspadaju na ione. prisutnost vodikovih iona u tvari i omogućuje vam da vodene otopine ovih binarnih spojeva nazovete kiselinama.
Kiseline se nazivaju prema imenu binarnog spoja dodavanjem završetka -naya. na primjer, HF je fluorovodična kiselina. Kiselinski anion naziva se imenom elementa dodavanjem završetka -id, na primjer, Cl - klorid.
Kiseline koje sadrže kisik (oksokiseline)- to su kiseli hidroksidi koji disociraju prema tipu kiseline, odnosno kao protoliti. Opća formula njihov - E (OH) mOn, gdje je E - nemetal ili metal s promjenjivom valencijom u najvišem stupnju oksidacije. pod uvjetom da je n 0, tada je kiselina slaba (H 2 BO 3 - borna), ako je n \u003d 1, tada je kiselina ili slaba ili srednje jakosti (H 3 PO 4 - ortofosforna), ako je n veći od ili jednak 2, tada se kiselina smatra jakom (H 2 SO 4).
Riža. 2. Sumporna kiselina.
Kiselinski hidroksidi odgovaraju kiselinskim oksidima ili kiselim anhidridima, na primjer, sumporna kiselina odgovara sumpornom anhidridu SO 3 .
Kemijska svojstva kiselina
Kiseline imaju niz svojstava koja ih razlikuju od soli i drugih kemijskih elemenata:
- Djelovanje na indikatore. Kako se kiseli protoliti disociraju u H+ ione, koji mijenjaju boju indikatora: ljubičasta otopina lakmusa postaje crvena, a narančasta otopina metiloranža postaje ružičasta. Polibazične kiseline disociraju u stupnjevima, a svaka sljedeća faza je teža od prethodne, budući da sve slabiji elektroliti disociraju u drugom i trećem koraku:
H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -
Boja indikatora ovisi o tome je li 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 ne mijenja.
- Reakcija neutralizacije, odnosno interakcija kiselina s bazama, koja rezultira stvaranjem soli i vode, uvijek se događa ako je barem jedan od reagensa jak (baza ili kiselina). Reakcija ne ide ako je kiselina slaba, baza je netopljiva. Na primjer, nema reakcije:
H 2 SiO 3 (slaba kiselina netopljiva u vodi) + Cu (OH) 2 - nema reakcije
Ali u drugim slučajevima, reakcija neutralizacije s ovim reagensima ide:
H 2 SiO 3 + 2KOH (lužina) \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
- Interakcija s bazičnim i amfoternim oksidima:
Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O
- Interakcija kiselina s metalima, koji stoji u nizu napona lijevo od vodika, dovodi do procesa u kojem se stvara sol i oslobađa vodik. Ova reakcija je laka ako je kiselina dovoljno jaka.
Dušična kiselina i koncentrirana sumporna kiselina reagiraju s metalima redukcijom ne vodika, već središnjeg atoma:
Mg + H 2 SO 4 + MgSO 4 + H 2
- Interakcija kiselina sa solima javlja se ako je rezultat slaba kiselina. Ako je sol koja reagira s kiselinom topljiva u vodi, tada će se reakcija odvijati i ako nastane netopljiva sol:
Na 2 SiO 3 (topljiva sol slabe kiseline) + 2HCl (jaka kiselina) \u003d H 2 SiO 3 (slaba netopljiva kiselina) + 2NaCl (topljiva sol)
Mnoge kiseline se koriste u industriji, npr. octena kiselina potrebno za konzerviranje mesnih i ribljih proizvoda
| Anoksični: | Bazičnost | Ime soli |
| HCl - solna (klorovodična) | jednobazni | klorid |
| HBr - bromovodik | jednobazni | bromid |
| HI - hidrojodid | jednobazni | jodid |
| HF - fluorovodična (fluorovodična) | jednobazni | fluorid |
| H 2 S - sumporovodik | dvobazični | sulfid |
| Oksigenirano: | ||
| HNO 3 - dušik | jednobazni | nitrat |
| H 2 SO 3 - sumporast | dvobazični | sulfit |
| H 2 SO 4 - sumporna | dvobazični | sulfat |
| H 2 CO 3 - ugljen | dvobazični | karbonat |
| H 2 SiO 3 - silicij | dvobazični | silikat |
| H 3 PO 4 - ortofosforna | trodijelni | ortofosfat |
soli - složene tvari koje se sastoje od metalnih atoma i kiselinskih ostataka. Ovo je najbrojnija klasa anorganskih spojeva.
Klasifikacija. Po sastavu i svojstvima: srednje, kiselo, osnovno, dvostruko, miješano, složeno
Srednje soli su produkti potpune zamjene atoma vodika polibazične kiseline atomima metala.
Kada se disocira, nastaju samo metalni kationi (ili NH 4 +). Na primjer:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Kisele soli su produkti nepotpune supstitucije atoma vodika polibazične kiseline atomima metala.
Kada se disociraju, daju metalne katione (NH 4 +), ione vodika i anione kiselinskog ostatka, na primjer:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + + CO.
Bazične soli su produkti nepotpune supstitucije OH skupina – odgovarajuće baze za kiselinske ostatke.
Nakon disocijacije nastaju metalni kationi, hidroksilni anioni i kiselinski ostatak.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
dvostruke soli sadrže dva metalna kationa i nakon disocijacije daju dva kationa i jedan anion.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Složene soli sadrže složene katione ili anione.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Genetski odnos između različitih klasa spojeva
EKSPERIMENTALNI DIO
Oprema i posuđe: tronožac s epruvetama, podloška, špiritusna lampa.
Reagensi i materijali: crveni fosfor, cinkov oksid, granule Zn, gašeno vapno u prahu Ca (OH) 2, 1 mol/dm 3 otopine NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, H 2 SO 4, univerzalni indikatorski papir, otopina fenolftalein, metiloranž, destilirana voda.
Radni nalog
1. U dvije epruvete ulijte cinkov oksid; u jednu dodajte otopinu kiseline (HCl ili H 2 SO 4), u drugu otopinu lužine (NaOH ili KOH) i lagano zagrijte na alkoholnoj lampi.
Opažanja: Otapa li se cinkov oksid u otopini kiseline i lužine?
Napiši jednadžbe
Nalazi: 1. Kojoj vrsti oksida pripada ZnO?
2. Koja svojstva imaju amfoterni oksidi?
Dobivanje i svojstva hidroksida
2.1. Umočite vrh univerzalne indikatorske trake u otopinu lužine (NaOH ili KOH). Usporedite dobivenu boju indikatorske trake sa standardnom skalom boja.
Opažanja: Zabilježite pH vrijednost otopine.
2.2. Uzmite četiri epruvete, u prvu ulijte 1 ml otopine ZnSO 4, u drugu SuSO 4, u treću AlCl 3, u četvrtu FeCl 3. U svaku epruvetu dodajte 1 ml otopine NaOH. Napišite zapažanja i jednadžbe za reakcije koje se odvijaju.
Opažanja: Dolazi li do taloženja kada se otopini soli doda lužina? Navedite boju taloga.
Napiši jednadžbe tekuće reakcije (u molekularnom i ionskom obliku).
Nalazi: Kako se mogu dobiti metalni hidroksidi?
2.3. Prenesite polovicu taloga dobivenog u pokusu 2.2 u druge epruvete. Na jedan dio taloga djelovati otopinom H 2 SO 4 na drugi - otopinom NaOH.
Opažanja: Otapa li se talog kada se talogu dodaju lužine i kiseline?
Napiši jednadžbe tekuće reakcije (u molekularnom i ionskom obliku).
Nalazi: 1. Koje su vrste hidroksida Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Su (OH) 2, Fe (OH) 3?
2. Koja svojstva imaju amfoterni hidroksidi?
Dobivanje soli.
3.1. U epruvetu ulijte 2 ml otopine CuSO 4 i u tu otopinu spustite očišćeni nokat. (Reakcija je spora, promjene na površini nokta pojavljuju se nakon 5-10 minuta).
Opažanja: Ima li promjena na površini nokta? Što se polaže?
Napišite jednadžbu redoks reakcije.
Nalazi: Uzimajući u obzir niz naprezanja metala, navedite način dobivanja soli.
3.2. Stavite jednu granulu cinka u epruvetu i dodajte otopinu HCl.
Opažanja: Postoji li razvijanje plina?
Napiši jednadžbu
Nalazi: objasniti ovuda primanje soli?
3.3. U epruvetu uspite malo praha gašenog vapna Ca (OH) 2 i dodajte otopinu HCl.
Opažanja: Postoji li razvijanje plina?
Napiši jednadžbu reakcija koja je u tijeku (u molekularnom i ionskom obliku).
Izlaz: 1. Koja vrsta reakcije je interakcija hidroksida i kiseline?
2. Koje tvari su produkti ove reakcije?
3.5. Ulijte 1 ml otopine soli u dvije epruvete: u prvoj - bakreni sulfat, u drugoj - kobaltov klorid. Dodajte u obje tube kap po kap otopine natrijevog hidroksida dok se ne stvori talog. Zatim dodajte višak lužine u obje epruvete.
Opažanja: Označite promjene boje taloga u reakcijama.
Napiši jednadžbu reakcija koja je u tijeku (u molekularnom i ionskom obliku).
Izlaz: 1. Usljed kojih reakcija nastaju bazične soli?
2. Kako se bazične soli mogu pretvoriti u srednje soli?
1. Od navedenih tvari ispiši formule soli, baza, kiselina: Ca (OH) 2, Ca (NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn (OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4.
2. Navedite formule oksida koje odgovaraju navedenim tvarima 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. Koji su hidroksidi amfoterni? Napišite jednadžbe reakcija koje karakteriziraju amfoternost aluminijevog hidroksida i cinkovog hidroksida.
4. Koji će od sljedećih spojeva međudjelovati u paru: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Napravite jednadžbe mogućih reakcija.
Laboratorijski rad br. 2 (4 sata)
Tema: Kvalitativna analiza kationa i aniona
Cilj: ovladati tehnikom izvođenja kvalitativnih i skupnih reakcija na katione i anione.
TEORIJSKI DIO
Glavni zadatak kvalitativne analize je utvrditi kemijski sastav tvari koje se nalaze u raznim predmetima (biološki materijali, lijekovi, hrana, predmeti okoliš). U ovom radu razmatramo kvalitativnu analizu anorganskih tvari koje su elektroliti, odnosno, zapravo, kvalitativnu analizu iona. Od ukupnog broja iona koji se pojavljuju odabrani su najvažniji u medicinskom i biološkom smislu: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO, CO, itd.). Mnogi od tih iona dio su raznih lijekovi i hrane.
Ne koriste se svi u kvalitativnoj analizi. moguće reakcije, ali samo one koje prati izrazit analitički učinak. Najčešći analitički učinci su: pojava nove boje, oslobađanje plina, stvaranje taloga.
Postoje dva bitno različita pristupa kvalitativna analiza: frakcijski i sustavni . U sustavnoj analizi, grupni reagensi nužno se koriste za odvajanje iona prisutnih u pojedinačne grupe, au nekim slučajevima čak i u podskupine. Da bi se to postiglo, dio iona se prenosi u sastav netopljivih spojeva, a dio iona ostaje u otopini. Nakon odvajanja taloga iz otopine, oni se zasebno analiziraju.
Na primjer, u otopini postoje ioni A1 3+, Fe 3+ i Ni 2+. Ako se ova otopina izloži višku lužine, taloži se Fe (OH) 3 i Ni (OH) 2, a ioni [A1 (OH) 4] - ostaju u otopini. Talog koji sadrži hidrokside željeza i nikla, kada se tretira amonijakom, djelomično će se otopiti zbog prijelaza u otopinu 2+. Tako su uz pomoć dva reagensa - lužine i amonijaka, dobivene dvije otopine: jedna je sadržavala ione [A1(OH) 4 ] - , druga je sadržavala ione 2+ i talog Fe(OH) 3 . Uz pomoć karakterističnih reakcija dokazuje se prisutnost određenih iona u otopinama i u talogu koji se prethodno moraju otopiti.
Sustavna analiza se uglavnom koristi za detekciju iona u složenim višekomponentnim smjesama. Vrlo je dugotrajan, no prednost mu je u jednostavnoj formalizaciji svih radnji koje se uklapaju u jasnu shemu (metodologiju).
Za frakcijsku analizu koriste se samo karakteristične reakcije. Očito je da prisutnost drugih iona može značajno iskriviti rezultate reakcije (nametanje boja jedne na drugu, nepoželjno taloženje itd.). Kako bi se to izbjeglo, frakcijska analiza uglavnom koristi vrlo specifične reakcije koje daju analitički učinak s malim brojem iona. Za uspješne reakcije vrlo je važno održavati određene uvjete, posebice pH. Vrlo često se u frakcijskoj analizi mora pribjeći maskiranju, tj. pretvaranju iona u spojeve koji nisu u stanju proizvesti analitički učinak s odabranim reagensom. Na primjer, dimetilglioksim se koristi za detekciju iona nikla. Sličan analitički učinak s ovim reagensom daje Fe 2+ ion. Za otkrivanje Ni 2+, Fe 2+ ion se pretvara u stabilni fluoridni kompleks 4- ili oksidira u Fe 3+, na primjer, s vodikovim peroksidom.
Frakcijska analiza koristi se za otkrivanje iona u jednostavnijim smjesama. Vrijeme analize značajno je smanjeno, međutim, to zahtijeva od eksperimentatora da ima dublje znanje o obrascima protoka kemijske reakcije, budući da u jednoj specifičnoj metodi treba uzeti u obzir sve mogući slučajevi međusobni utjecaj iona na prirodu promatranih analitičkih učinaka prilično je težak.
U analitičkoj praksi tzv fractional sustavan metoda. Ovim pristupom koristi se minimalni broj grupnih reagensa, što omogućuje skiciranje taktike analize u u općim crtama, koji se zatim provodi frakcijskom metodom.
Prema tehnici izvođenja analitičkih reakcija razlikuju se reakcije: sedimentne; mikrokristaloskopski; popraćeno ispuštanjem plinovitih proizvoda; izvedeno na papiru; izvlačenje; obojeno u otopinama; bojenje plamena.
Prilikom izvođenja sedimentnih reakcija potrebno je zabilježiti boju i prirodu taloga (kristalni, amorfni), ako je potrebno, provode se dodatna ispitivanja: provjerava se topljivost taloga u jakim i slabim kiselinama, lužinama i amonijaku, te višak reagensa. Prilikom izvođenja reakcija praćenih razvijanjem plina, bilježe se njegova boja i miris. U nekim slučajevima provode se dodatni testovi.
Na primjer, ako se pretpostavi da je razvijeni plin ugljikov monoksid (IV), on se propušta kroz višak vapnene vode.
U frakcijskoj i sustavnoj analizi široko se koriste reakcije u kojima se pojavljuje nova boja, najčešće su to reakcije kompleksiranja ili redoks reakcije.
U nekim je slučajevima prikladno takve reakcije provoditi na papiru (reakcije kapi). Na papir se unaprijed nanose reagensi koji se u normalnim uvjetima ne raspadaju. Dakle, za detekciju sumporovodika ili sulfidnih iona koristi se papir impregniran olovnim nitratom [zacrnjenje nastaje zbog stvaranja olovo (II) sulfida]. Mnoga oksidacijska sredstva detektiraju se pomoću papira s škrobnim jodom, tj. papir impregniran otopinama kalijevog jodida i škroba. U većini slučajeva, tijekom reakcije na papir se nanose potrebni reagensi, na primjer, alizarin za ion A1 3+, kupron za ion Cu 2+ itd. Za pojačavanje boje ponekad se koristi ekstrakcija u organsko otapalo. . Za preliminarni testovi koriste se reakcije boja plamena.