7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok

7.1. Kyseliny

Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii sa tvoria iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydroniové ióny H 3 O +).

Ďalšia definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).

Tabuľka 7.1

Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí

Kyslý vzorec	Kyslé meno	Kyslé zvyšky (anióny)	Názov solí (médium)
HF	Fluorovodíková (fluorovodíková)	F -	Fluorid
HCl	Hydrochloric (chlorovodíková)	Cl -	Chloridy
HBr	Hydrobromický	Br -	Bromidy
AHOJ	Jodovodík	Ja -	Jodidy
H 2 S	Sírovodík	S 2−	Sulfidy
H2S03	Síra	SO 3 2 -	Siričitany
H2S04	Síra	SO 4 2 -	Sírany
HNO 2	Dusíkaté	Č. 2 -	Dusitany
HNO 3	Dusík	NIE 3 -	Dusičnany
H 2 SiO 3	Kremík	SiO 3 2 -	Kremičitany
HPO 3	Metafosforečné	PO 3 -	Metafosfáty
H 3 PO 4	Ortofosforečné	PO 4 3 -	Ortofosfáty (fosfáty)
H 4 P 2 O 7	Pyrofosforečný (bifosforečný)	P 2 O 7 4 -	Pyrofosfáty (difosfáty)
HMnO 4	Mangán	MnO 4 -	Manganistany
H 2 CrO 4	Chrome	CrO 4 2 -	Chromáty
H 2 Cr 2 O 7	Dichromic	Cr 2 O 7 2 -	Dichromaty (dichromaty)
H 2 SeO 4	Selén	SeO 4 2 -	Selenáty
H 3 BO 3	Borna	BO 3 3 -	Ortoboráti
HClO	Hypochlórny	ClO -	Chlornany
HClO 2	Chlorid	ClO 2 -	Chlorit
HClO 3	Chloric	ClO 3 -	Chloráty
HClO 4	Chlór	ClO 4 -	Chloristany
H 2 CO 3	Uhlie	CO 3 3 -	Uhličitany
CH 3 COOH	Acetic	CH 3 COO -	Acetáty
HCOOH	Formálne	HCOO -	Formáty

Za normálnych podmienok môžu byť kyselinami tuhé látky (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kvapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tieto kyseliny môžu existovať jednotlivo (100%) aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad jednotlivo aj v roztokoch sú známe H2S04, HNO3, H3P04, CH3COOH.

Mnoho kyselín je známych iba v roztokoch. Všetko sú to halogenovodík (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), kyselina uhličitá H 2 CO 3, kyselina sírová H 2 SO 3, čo sú roztoky plynov vo vode. Kyselina chlorovodíková je napríklad zmesou HCl a H20, kyselina uhličitá je zmesou CO 2 a H20. Je zrejmé, že je nesprávne používať výraz „roztok kyseliny chlorovodíkovej“.

Väčšina kyselín je rozpustná vo vode, nerozpustná kyselina kremičitá H 2 SiO 3. Drvivá väčšina kyselín má molekulárna štruktúra... Príklady štruktúrne vzorce kyseliny:

Vo väčšine molekúl okysličenej kyseliny sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Existujú však aj výnimky:

Kyseliny sú klasifikované podľa radu charakteristík (tabuľka 7.2).

Tabuľka 7.2

Klasifikácia kyselín

Atribút klasifikácie	Typ kyseliny	Príklady
Počet iónov vodíka vytvorených počas úplnej disociácie molekuly kyseliny	Monobazický	HCl, HNO3, CH3COOH
	Bibasický	H2S04, H2S, H2CO3
	Tribasic	H 3 PO 4, H 3 AsO 4
Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule	Kyslík (kyslé hydroxidy, oxokyseliny)	HNO 2, H 2 SiO 3, H 2 SO 4
	Bez kyslíka	HF, H2S, HCN
Disociačný stupeň (sila)	Silné (úplne disociované, silné elektrolyty)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (zriedený), HNO 3, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H 2 Cr 2 O 7
	Slabé (čiastočne disociované, slabé elektrolyty)	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 (koncentr.)
Oxidačné vlastnosti	Oxidanty v dôsledku iónov H + (podmienene neoxidujúce kyseliny)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (zriedený), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Oxidačné činidlá aniónov (kyslé oxidačné činidlá)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc.), H 2 Cr 2 O 7
	Redukčné činidlá v dôsledku aniónov	HCl, HBr, HI, H 2 S (ale nie HF)
Tepelná stabilita	Existujú iba v riešeniach	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Pri zahrievaní sa ľahko rozkladá	H 2 SO 3, HNO 3, H 2 SiO 3
	Tepelne stabilný	H2S04 (koncentrovaný), H3P04

Všetky všeobecné chemické vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou nadbytku vodíkových katiónov H + (H30 +) v ich vodných roztokoch.

1. Kvôli prebytku iónov H + vodné roztoky kyselín menia farbu fialového a metylooranžového lakmusu na červenú (fenolftaleín nemení farbu, zostáva bezfarebný). Vo vodnom roztoku slabej kyseliny uhličitej nie je lakmus červený, ale ružový; roztok nad zrazeninou veľmi slabej kyseliny kremičitej vôbec nemení farbu indikátorov.

2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kapitolu 6).

Príklad 7.1. Na vykonanie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.

Riešenie. Transformáciu je možné vykonať pomocou H2S04:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odpoveď: 3).

3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:

HCl + NH3 = NH4CI - chlorid amónny;

H2S04 + 2NH3 = (NH4) 2S04 - síran amónny.

4. Kyseliny neoxidujúce za vzniku soli a uvoľňovania vodíka reagujú s kovmi umiestnenými v línii činnosti na vodík:

H2S04 (zriedený) + Fe = FeS04 + H2

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Interakcia oxidujúcich kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc.)) S kovmi je veľmi špecifická a zvažuje sa pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.

5. Kyseliny interagujú so soľami. Reakcia má niekoľko funkcií:

a) vo väčšine prípadov, keď silnejšia kyselina interaguje so soľou slabšej kyseliny, vytvorí sa soľ slabej kyseliny a slabej kyseliny, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytesní slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:

Príklady prebiehajúcich reakcií:

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH3 COOH + K2CO3 = 2CH3 COOK + H20 + CO2

3H2S04 + 2K3P04 = 3K2S04 + 2H3P04

Neinteragujte navzájom, napríklad KCl a H 2 SO 4 (riedenie), NaNO 3 a H 2 SO 4 (riedenie), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2CO3, CH3 COOK a H2CO3;

b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča zo soli silnejšiu:

CuSO 4 + H 2 S = CuS ↓ + H 2 SO 4

3AgNO3 (zriedený) + H3PO4 = Ag3PO4 ↓ + 3HNO3.

Také reakcie sú možné vtedy, ak sa zrazeniny získaných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2S04 a HNO3);

c) v prípade tvorby zrazenín nerozpustných v silných kyselinách je možná reakcia medzi silnou kyselinou a soľou vytvorenou inou silnou kyselinou:

BaCl2 + H2S04 = BaS04 ↓ + 2HCl

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3

Príklad 7.2. Uveďte riadok, v ktorom sú uvedené vzorce látok reagujúcich s H 2 SO 4 (dil).

1) Zn, Al203, KCI (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF; 2) Cu (OH) 2, K2CO3, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn (OH) 2.

Riešenie. Všetky látky radu 4 interagujú s H2S04 (dil):

Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H20 + SO2

Mg + H2S04 = MgS04 + H2

Zn (OH) 2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20

V riadku 1) nie je reakcia s KCl (p -p) možná, v riadku 2) - s Ag, v riadku 3) - s NaNO3 (p -p).

Odpoveď: 4).

6. Koncentrovaný kyselina sírová... Je to neprchavá a tepelne stabilná kyselina, preto vytláča všetky silné kyseliny z pevných (!) Solí, pretože sú prchavejšie ako H2S04 (konc.):

KCl (TV) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HCl

2KCl (TV) + H2S04 (koncentrovaný) K2S04 + 2HCl

Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú iba s koncentrovanou kyselinou sírovou a iba v tuhom stave

Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová, na rozdiel od zriedenej, reaguje:

3) KNO 3 (televízia);

Riešenie. Obe kyseliny reagujú s KF, Na2C03 a Na3P04 a iba s H2S04 (konc.) S KNO3 (s).

Odpoveď: 3).

Metódy získavania kyselín sú veľmi rozmanité.

Kyseliny anoxické dostať:

• rozpustením zodpovedajúcich plynov vo vode:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (g) → H 2 S (roztok)

• zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (TV) + H2S04 (konc.) = KHS04 + HCl

Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03

Okysličené kyseliny dostať:

• rozpustením zodpovedajúcich oxidov kyselín vo vode, pričom oxidačný stav kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (okrem NO 2):

N205 + H20 = 2HN03

SO3 + H20 = H2S04

P205 + 3H202H3P04

• oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:

S + 6HNO3 (koncentrovaný) = H2S04 + 6NO2 + 2H20

• vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak je vytvorená zrazenina nerozpustná v kyselinách):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (zriedený) = BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3

• vytesnenie prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.

Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá, tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:

NaNO 3 (TV) + H 2 SO 4 (konc.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (TV) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HClO 4

• vytesnenie slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:

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 ↓

Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a kyslého zvyšku sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslým zvyškom sú oxidy a nekovy kombinované s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť vytvárať soli.

Klasifikácia

Základný vzorec minerálnych kyselín je H n Ac, kde Ac je kyslý zvyšok. V závislosti od zloženia kyslého zvyšku sa rozlišujú dva typy kyselín:

• kyslík obsahujúci kyslík;
• bez kyslíka, pozostávajúci iba z vodíka a nekovových.

Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.

Typ	názov	Vzorec
Kyslík
	Dusíkaté
	Dichromic
	Jodický
	Kremík - metasilikón a ortokremičitan	H 2 SiO 3 a H 4 SiO 4
	Mangán
	Mangán
	Metafosforečné
	Arzén
	Ortofosforečné
	Síra
	Thiosernaya
	Tetrácia
	Uhlie
	Fosfor
	Fosfát
	Chloric
	Chlorid
	Hypochlórny
	Chrome
	Azúrová
Bez kyslíka	Fluorovodík (fluorovodíkový)
	Hydrochloric (chlorovodíková)
	Hydrobromický
	Jód vodíka
	Sírovodík
	Kyselina kyanovodíková

Okrem toho sú kyseliny podľa svojich vlastností klasifikované podľa nasledujúcich kritérií:

• rozpustnosť: rozpustný (HNO3, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
• volatilita: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
• stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).

Ryža. 1. Schéma klasifikácie kyselín.

Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu, s prídavkom morfemického, -ovického a tiež -krokového, -sladkého, -zvuku na označenie oxidačného stavu.

Príjem

V tabuľke sú uvedené hlavné metódy získavania kyselín.

Vlastnosti

Väčšina kyselín sú kyslé kvapaliny. Nachádzajú sa v nej volfrámové, chrómové, borité a niekoľko ďalších kyselín pevné skupenstvo za normálnych podmienok. Niektoré kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú to slabé kyseliny.

Ryža. 2. Kyselina chromová.

Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:

• s kovmi:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• s oxidmi:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H20;

• na základe:

  H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20;

• so soľami:

  Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H20.

Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.

Možné kvalitatívna odpoveď so zmenou farby indikátora:

• lakmus sa zafarbí na červeno;
• metylová oranžová - ružová;
• fenolftaleín sa nemení.

Ryža. 3. Farby indikátorov v kyslej interakcii.

Chemické vlastnosti minerálne kyseliny sú určené schopnosťou disociovať vo vode za tvorby vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré s vodou ireverzibilne reagujú (úplne sa disociujú), sa nazývajú silné. Patrí sem chlór, dusík, sírová a chlorovodíková.

Čo sme sa naučili?

Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorým je nekovový atóm alebo oxid. V závislosti od povahy kyslého zvyšku sa kyseliny delia na bezkyslíkové a obsahujúce kyslík. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopné disociácie vo vodnom prostredí (rozkladajú sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov, solí. Pri interakcii s kovmi tvoria oxidy, zásady, soli a kyseliny.

Test podľa témy

Posúdenie správy

priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet prijatých hodnotení: 88.

Kyseliny sú chemické zlúčeniny, ktoré sú schopné vzdať sa elektricky nabitého iónu (katiónu) vodíka a tiež prijať dva interagujúce elektróny, v dôsledku čoho sa vytvorí kovalentná väzba.

V tomto článku sa pozrieme na hlavné kyseliny, ktoré sú študované v stredných triedach. školy všeobecného vzdelávania, a tiež zistiť súpravu zaujímavosti o rôznych kyselinách. Začnime.

Kyseliny: druhy

V chémii existuje široká škála kyselín, ktoré ich majú najviac rôzne vlastnosti... Chemici rozlišujú kyseliny podľa obsahu kyslíka, prchavosti, rozpustnosti vo vode, sily, stability, organickej alebo anorganickej triedy chemické zlúčeniny... V tomto článku sa pozrieme na tabuľku, v ktorej sú predstavené najznámejšie kyseliny. Tabuľka vám pomôže zapamätať si názov kyseliny a jej chemický vzorec.

Všetko je teda jasne viditeľné. Táto tabuľka ukazuje najznámejšie kyseliny v chemickom priemysle. Tabuľka vám pomôže zapamätať si mená a vzorce oveľa rýchlejšie.

Kyselina sírovodíková

H 2 S je kyselina hydrosírová. Jeho zvláštnosť spočíva v tom, že je to tiež plyn. Sirovodík sa veľmi zle rozpúšťa vo vode a tiež interaguje s mnohými kovmi. Kyselina sírovodíková patrí do skupiny „slabých kyselín“, o ktorých príkladoch budeme uvažovať v tomto článku.

H 2 S má jemne sladkú chuť a veľmi štipľavú vôňu zhnitého vajíčka. V prírode sa nachádza v prírodných alebo sopečných plynoch a uvoľňuje sa aj pri rozklade bielkovín.

Vlastnosti kyselín sú veľmi rozmanité, aj keď je kyselina v priemysle nenahraditeľná, môže byť pre zdravie ľudí veľmi nezdravá. Táto kyselina je pre človeka veľmi toxická. Pri vdýchnutí malého množstva sírovodíka sa človek prebudí bolesť hlavy, začína silná nevoľnosť a závraty. Ak človek vdýchne veľké množstvo H2S, môže to viesť k záchvatom, kóme alebo dokonca k okamžitej smrti.

Kyselina sírová

H 2 SO 4 je silná kyselina sírová, ktorú deti spoznávajú na hodinách chémie v 8. ročníku. Chemické kyseliny, ako je kyselina sírová, sú veľmi silnými oxidačnými činidlami. H 2 SO 4 pôsobí ako oxidačné činidlo na mnohé kovy, ako aj zásadité oxidy.

H 2 SO 4 spôsobuje chemické popáleniny na koži alebo oblečení, ale nie je taký toxický ako sírovodík.

Kyselina dusičná

Silné kyseliny sú v našom svete veľmi dôležité. Príklady takýchto kyselín: HCl, H2S04, HBr, HNO3. HNO 3 je dobre známy Kyselina dusičná... Našla široké uplatnenie v priemysle, ako aj v poľnohospodárstvo... Používa sa na výrobu rôznych hnojív, v klenotníctve, vo fotografickej tlači, vo výrobe liekov a farbív, ako aj vo vojenskom priemysle.

Taký chemické kyseliny, podobne ako dusík, sú pre telo veľmi škodlivé. Pary HNO 3 zanechávajú vredy, spôsobujú akútny zápal a podráždenie dýchacích ciest.

Kyselina dusičná

Kyselina dusičná je veľmi často zamieňaná s kyselinou dusičnou, ale je medzi nimi rozdiel. Faktom je, že je oveľa slabší ako dusík, má úplne iné vlastnosti a účinky na ľudské telo.

HNO 2 je široko používaný v chemickom priemysle.

Kyselina fluorovodíková

Kyselina fluorovodíková (alebo fluorovodík) je roztok H20 s HF. Kyslý vzorec je HF. Kyselina fluorovodíková sa veľmi aktívne používa v hliníkovom priemysle. Rozpúšťa kremičitany, leptajúci kremík, silikátové sklo.

Fluorovodík je pre ľudský organizmus veľmi škodlivý, v závislosti od jeho koncentrácie môže ísť o mäkkú drogu. Pri kontakte s pokožkou spočiatku nedochádza k žiadnym zmenám, ale po niekoľkých minútach sa môže objaviť ostrá bolesť a chemické popálenie. Kyselina fluorovodíková je veľmi škodlivá pre životné prostredie.

Kyselina chlorovodíková

HCl je chlorovodík a je to silná kyselina. Chlorovodíka zachováva vlastnosti kyselín patriacich do silnej skupiny. Kyselina je na pohľad priehľadná a bezfarebná a dymí na vzduchu. Chlórovodík je široko používaný v hutníckom a potravinárskom priemysle.

Táto kyselina spôsobuje chemické popáleniny, ale je obzvlášť nebezpečná, ak sa dostane do očí.

Kyselina fosforečná

Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) je vo svojich vlastnostiach slabá kyselina. Ale aj slabé kyseliny môžu mať vlastnosti silných. Napríklad H 3 PO 4 sa priemyselne používa na znižovanie hrdze železa. Kyselina fortoforová (alebo ortofosforečná) je navyše široko používaná v poľnohospodárstve - vyrába sa z nej mnoho rôznych hnojív.

Vlastnosti kyselín sú veľmi podobné - takmer všetky sú veľmi škodlivé pre ľudské telo, H 3 PO 4 nie je výnimkou. Táto kyselina napríklad spôsobuje aj vážne chemické popáleniny, krvácanie z nosa a drobenie zubov.

Kyselina uhličitá

H 2 CO 3 je slabá kyselina. Získava sa rozpustením CO 2 ( oxid uhličitý) v H20 (voda). Kyselina uhličitá sa používa v biológii a biochémii.

Hustota rôznych kyselín

Hustota kyselín zaujíma dôležité miesto v teoretickej a praktickej časti chémie. Znalosťou hustoty môžete určiť koncentráciu konkrétnej kyseliny, vyriešiť problémy s chemickým dizajnom a pridať správne množstvo kyseliny na ovplyvnenie reakcie. Hustota akejkoľvek kyseliny sa líši v závislosti od koncentrácie. Napríklad, čím vyššie je percento koncentrácie, tým vyššia je hustota.

Všeobecné vlastnosti kyselín

Absolútne všetky kyseliny sú (to znamená, že pozostávajú z niekoľkých prvkov periodickej tabuľky), zatiaľ čo vo svojom zložení nevyhnutne obsahujú H (vodík). Ďalej zvážime, ktoré sú bežné:

1. Všetky kyseliny obsahujúce kyslík (vo vzorci, v ktorom je prítomný O) tvoria pri rozklade vodu a bezkyslíkový A sa rozkladá na jednoduché látky (napríklad 2HF sa rozkladá na F2 a H2).
2. Oxidačné kyseliny interagujú so všetkými kovmi v línii kovovej aktivity (iba s tými, ktoré sa nachádzajú vľavo od H).
3. Interagujú s rôznymi soľami, ale iba s tými, ktoré tvorí ešte slabšia kyselina.

Podľa ich fyzikálne vlastnosti kyseliny sa navzájom výrazne líšia. Koniec koncov, môžu mať vôňu a nemusia ju mať, rovnako ako v rôznych agregátne stavy: kvapalný, plynný a dokonca pevný. Tuhé kyseliny sú veľmi zaujímavé na štúdium. Príklady takýchto kyselín sú C 2 H 2 0 4 a H 3 BO 3.

Koncentrácia

Koncentrácia je množstvo, ktoré určuje kvantitatívne zloženie akéhokoľvek roztoku. Chemici napríklad často musia určiť, koľko čistej kyseliny sírovej je v zriedenej kyseline H2S04. Za týmto účelom nalejú malé množstvo zriedenej kyseliny do kadičky, odvážia a určia koncentráciu z tabuľky hustoty. Koncentrácia kyselín úzko súvisí s hustotou; pri určovaní koncentrácie sa často vyskytujú problémy s výpočtom, kde je potrebné určiť percento čistej kyseliny v roztoku.

Klasifikácia všetkých kyselín podľa počtu atómov H v ich chemickom vzorci

Jednou z najobľúbenejších klasifikácií je rozdelenie všetkých kyselín na jednosýtne, dvojsýtne a podľa toho aj trojsýtne kyseliny. Príklady jednosýtnych kyselín: HNO 3 (dusičná), HCl (chlorovodíková), HF (fluorovodíková) a ďalšie. Tieto kyseliny sa nazývajú jednosýtne, pretože v ich zložení je prítomný iba jeden atóm H. Takých kyselín je mnoho, je nemožné si každú zapamätať. Len musíte pamätať na to, že kyseliny sú vo svojom zložení tiež klasifikované podľa počtu atómov H. Kyseliny dvojsýtne sú definované podobne. Príklady: H2S04 (sírová), H2S (sírovodík), H2CO3 (uhlie) a ďalšie. Tribazik: H 3 PO 4 (fosforečný).

Základná klasifikácia kyselín

Jednou z najobľúbenejších klasifikácií kyselín je ich rozdelenie na kyslík obsahujúce a anoxické. Ako si zapamätať bez toho, aby ste vedeli chemický vzorec látka, čo je kyselina obsahujúca kyslík?

V kompozícii chýbajú všetky anoxické kyseliny dôležitý prvok O je kyslík, ale kompozícia obsahuje H. Preto je k ich názvu vždy priradené slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.

Ale aj podľa názvov kyslých kyselín môžete napísať vzorec. Napríklad, ak je počet atómov O v látke 4 alebo 3, potom sa k názvu vždy pridá prípona -н-, ako aj koncovka -а-:

• H 2 SO 4 - sírová (počet atómov - 4);
• H 2 SiO 3 - kremík (počet atómov - 3).

Ak má látka menej ako tri alebo tri atómy kyslíka, potom sa v názve použije prípona -ist-:

• HNO 2 - dusíkatý;
• H 2 SO 3 - sírny.

Všeobecné vlastnosti

Všetky kyseliny chutia kyslo a často jemne kovovo. Existujú však aj ďalšie podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.

Existujú látky nazývané indikátory. Indikátory menia svoju farbu alebo farba zostáva, ale jej odtieň sa mení. Stáva sa to v čase, keď na ukazovatele pôsobia niektoré ďalšie látky, napríklad kyseliny.

Príkladom zmeny farby je taký známy produkt, ako je čaj a kyselina citrónová. Keď do čaju vlejete citrón, čaj sa postupne začne nápadne rozjasňovať. Je to spôsobené tým, že citrón obsahuje kyselinu citrónovú.

Existujú aj ďalšie príklady. Lakmus, ktorý má v neutrálnom prostredí orgovánovú farbu, sa po pridaní kyseliny chlorovodíkovej zmení na červenú.

Keď sú napätia v rade až po vodík, uvoľňujú sa plynové bubliny - H. Ak je však kov vložený do skúmavky s kyselinou, ktorá je v rade napätia za H, potom nenastane žiadna reakcia, dôjde k žiadny vývoj plynu. Meď, striebro, ortuť, platina a zlato teda nebudú reagovať s kyselinami.

V tomto článku sme skúmali najznámejšie chemické kyseliny, ako aj ich hlavné vlastnosti a rozdiely.

Látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov, sa nazývajú.

Kyseliny sa klasifikujú podľa sily, zásaditosti a prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v kyseline.

Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičnaté HNO 3, sírová H2S04 a chlorovodíková HCl.

Dostupnosť kyslíka rozlišovať medzi kyselinami obsahujúcimi kyslík ( HNO 3, H 3 PO 4 atď.) a anoxické kyseliny ( HCl, H2S, HCN, atď.).

Podľa zásaditosti, t.j. podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré je možné nahradiť atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na monobázické (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtny (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtny (H 3 PO 4) atď.

Názvy anoxických kyselín sú odvodené od názvu nekovového s prídavkom koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H 2 S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež odvodené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku s pridaním slova „kyselina“. V tomto prípade názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí na „naya“ alebo „nový“, napríklad H2S04 - kyselina sírová, HClO 4 - kyselina chloristá, H 3 AsO 4 - kyselina arzénová. S poklesom oxidačného stavu kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „vajcovité“ ( HClO 3 - kyselina chlorovodíková), „pravda“ ( HClO 2 - kyselina chloridová), "vajcovitý" ( H О Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúci najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „pravdivý“ ( HNO 3 - Kyselina dusičná, HNO 2 - kyselina dusitá).

Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli

Kyselina		Zodpovedajúce bežné názvy solí
názov	Vzorec
Dusík	HNO 3	Dusičnany
Dusíkaté	HNO 2	Dusitany
Borna (ortoborické)	H 3 BO 3	Borates (ortooboráty)
Hydrobromický		Bromidy
Jodovodík		Jodidy
Kremík	H 2 SiO 3	Kremičitany
Mangán	HMnO 4	Manganistany
Metafosforečné	HPO 3	Metafosfáty
Arzén	H 3 AsO 4	Arzenáty
Arzén	H 3 AsO 3	Arsenity
Ortofosforečné	H 3 PO 4	Ortofosfáty (fosfáty)
Difosforečný (pyrofosforečný)	H 4 P 2 O 7	Difosfáty (pyrofosfáty)
Dichromic	H 2 Cr 2 O 7	Dichromaty
Síra	H2S04	Sírany
Síra	H2S03	Siričitany
Uhlie	H 2 CO 3	Uhličitany
Fosfor	H 3 PO 3	Fosfority
Fluorovodík (fluorovodíkový)		Fluorid
Hydrochloric (chlorovodíková)		Chloridy
Chlór	HClO 4	Chloristany
Chloric	HClO 3	Chloráty
Hypochlórny	HClO	Chlornany
Chrome	H 2 CrO 4	Chromáty
Kyanovodík (kyanid)		Kyanid

Príjem kyselín

1. Kyseliny anoxické je možné získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kyseliny obsahujúce kyslík sa často dajú získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P205 + H20 = 2 HPO3.

3. Kyseliny anoxické aj kyseliny obsahujúce kyslík je možné získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO2 + H20.

4. V niektorých prípadoch je možné na získanie kyselín použiť redoxné reakcie:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

Chemické vlastnosti kyselín

1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať s bázami (ako aj zásaditými a amfotérnymi oxidmi) za vzniku solí, napríklad:

H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,

2HNO 3 + FeO = Fe (NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.

2. Schopnosť interagovať s niektorými kovmi v rozsahu napätia až po vodík za uvoľnenia vodíka:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. So soľami, ak sa tvorí mierne rozpustná soľ alebo prchavá látka:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02,

2KHCO3 + H2S04 = K2S04 + 2SO2+ 2H 2 O.

Všimnite si toho, že polybázické kyseliny sa disociujú postupne a jednoduchosť disociácie v každom z týchto krokov klesá, preto sa v prípade polybázických kyselín namiesto solí solí často vytvárajú kyslé (v prípade prebytku reagujúcej kyseliny):

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.

4. Špecifickým prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, ktorá vedie k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Lakmus teda v kyslom prostredí zmení farbu na červenú.

5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa po zahriatí rozložia na oxid a vodu (lepšie v prípade dehydratácie P 2 O 5):

H2S04 = H20 + SO3,

H 2 SiO 3 = H 2 O + Si02.

M.V. Andryukhova, L.N. Bopodina

Kyslý vzorec	Kyslé meno	Názov soli	Zodpovedajúci oxid
HCl	Soľ	Chloridy	----
AHOJ	Jód vodíka	Jodidy	----
HBr	Hydrobromický	Bromidy	----
HF	Plavikovaya	Fluorid	----
HNO 3	Dusík	Dusičnany	N 2 O 5
H2S04	Síra	Sírany	SO 3
H2S03	Síra	Siričitany	SO 2
H 2 S	Sírovodík	Sulfidy	----
H 2 CO 3	Uhlie	Uhličitany	CO 2
H 2 SiO 3	Kremík	Kremičitany	SiO 2
HNO 2	Dusíkaté	Dusitany	N 2 O 3
H 3 PO 4	Fosforečné	Fosfáty	P 2 O 5
H 3 PO 3	Fosfor	Fosfority	P 2 O 3
H 2 CrO 4	Chrome	Chromáty	CrO 3
H 2 Cr 2 O 7	Dvojchrómová	Dichromáty	CrO 3
HMnO 4	Mangán	Manganistany	Mn 2 O 7
HClO 4	Chlór	Chloristany	Cl207

Kyseliny v laboratóriu je možné získať:

1) pri rozpúšťaní kyslých oxidov vo vode:

N205 + H20 - 2HN03;

CrO3 + H20 - → H2Cr04;

2) v interakcii solí so silnými kyselinami:

Na2Si03 + 2HCl → H2Si03 ± + 2NaCl;

Pb (NO3) 2 + 2HCl → PbCl2 ≤ + 2HNO3.

Kyseliny interagujú s kovmi, zásadami, zásaditými a amfotérnymi oxidmi, amfotérnymi hydroxidmi a soľami:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 (koncentrovaný) → Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H20;

H2S04 + Ca (OH) 2 → CaS04 S + 2H20;

2HBr + MgO → MgBr2 + H20;

6HI ​​+ Al203 → 2AlBr3 + 3H20;

H2S04 + Zn (OH) 2 → ZnS04 + 2H20;

AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3.

Kyseliny zvyčajne interagujú iba s kovmi, ktoré sú v nich elektrochemické série napätie odoláva vodíku, zatiaľ čo sa uvoľňuje voľný vodík. Takéto kyseliny neinteragujú s kovmi s nízkou aktivitou (v elektrochemických sériách sú napätia za vodíkom). Kyseliny, ktoré sú silnými oxidačnými činidlami (dusičná, koncentrovaná kyselina sírová), reagujú so všetkými kovmi, s výnimkou vzácnych kovov (zlato, platina), ale neuvoľňuje sa z nich vodík, ale voda a oxid, napríklad SO 2 alebo NO 2.

Soľ je produktom nahradenia vodíka v kyseline kovom.

Všetky soli sú rozdelené na:

priemer- NaCl, K2CO3, KMn04, Ca3 (PO4) 2, atď .;

kyslé- NaHC03, KH2P04;

Hlavná - CuOHCl, Fe (OH) 2 NO 3.

Stredná soľ sa nazýva produkt úplnej náhrady vodíkových iónov v molekule kyseliny atómami kovu.

Kyslé soli obsahujú atómy vodíka, ktoré sa môžu zúčastňovať na chemických výmenných reakciách. V kyslých soliach došlo k neúplnému nahradeniu atómov vodíka atómami kovu.

Zásadité soli sú produktom neúplnej substitúcie hydroxoskupín zásad viacmocných kovov kyslými zvyškami. Zásadité soli vždy obsahujú hydroxylovú skupinu.

Stredné soli sa získavajú interakciou:

1) kyseliny a zásady:

NaOH + HCl → NaCl + H20;

2) kyselina a zásaditý oxid:

H2S04 + CaO → CaS04 S + H20;

3) oxid kyseliny a dôvody:

SO2 + 2KOH → K2S03 + H20;

4) kyslé a zásadité oxidy:

MgO + CO 2 → MgCO 3;

5) kov s kyselinou:

Fe + 6HNO3 (koncentrovaný) → Fe (NO3) 3 + 3NO2 + 3H20;

6) dve soli:

AgNO 3 + KCl → AgCl 5 + KNO 3;

7) soli a kyseliny:

Na2Si03 + 2HCl → 2NaCl + H2Si03;

8) soli a zásady

CuSO 4 + 2CsOH → Cu (OH) 2 ≤ + Cs 2 SO 4.

Kyslé soli získavajú:

1) pri neutralizácii viacsýtnych kyselín zásadami v nadbytku kyseliny:

H3P04 + NaOH → NaH2P04 + H20;

2) v interakcii stredných solí s kyselinami:

CaCO3 + H2CO3 → Ca (HCO3) 2;

3) počas hydrolýzy solí tvorených slabou kyselinou:

Na2S + H20 - → NaHS + NaOH.

Zásadité soli sa získavajú:

1) v prípade reakcie medzi viacmocnou kovovou zásadou a kyselinou v nadbytku zásady:

Cu (OH) 2 + HCl → CuOHCl + H20;

2) v interakcii stredných solí s zásadami:

CuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) počas hydrolýzy vytvorených stredných solí slabé základy:

AlCl3 + H20 - → AlOHCl2 + HCl.

Soli môžu interagovať s kyselinami, zásadami, inými soľami a vodou (reakcia hydrolýzy):

2H3P04 + 3Ca (NO3) 2 → Ca3 (P04) 2 S + 6HNO3;

FeCl3 + 3NaOH → Fe (OH) 3 + + 3NaCl;

Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2 NaCl.

V každom prípade iónomeničová reakcia skončí až vtedy, keď sa vytvorí slabo rozpustná, plynná alebo slabo disociujúca zlúčenina.

Soli môžu navyše interagovať s kovmi za predpokladu, že kov je aktívnejší (má negatívnejšie vlastnosti) elektródový potenciál) ako kov, ktorý je súčasťou soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Pre soli sú tiež charakteristické rozkladné reakcie:

BaC03 → BaO + C02;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Laboratórne práce №1

VÝROBA A VLASTNOSTI

ZÁKLADY, KYSELINY A SOLI

Skúsenosti 1. Získanie zásad.

1.1. Interakcia kovu s vodou.

Nalejte destilovanú vodu do kryštalizátora alebo porcelánového pohára (asi 1/2 nádoby). Získajte od učiteľa kúsok kovového sodíka, predtým vysušeného filtračným papierom. Nalejte kúsok sodíka do kryštalizátora naplneného vodou. Na konci reakcie pridajte niekoľko kvapiek fenolftaleínu. Všimnite si pozorovaných javov, napíšte reakčnú rovnicu. Výslednú zlúčeninu pomenujte a napíšte jej štruktúrny vzorec.

1.2. Interakcia oxidu kovu s vodou.

Do skúmavky nalejte destilovanú vodu (1/3 skúmavky) a vložte do nej hrudku CaO, dôkladne premiešajte, pridajte 1 - 2 kvapky fenolftaleínu. Označte pozorované javy, napíšte reakčnú rovnicu. Výslednú zlúčeninu pomenujte a zadajte jej štruktúrny vzorec.