Kiseline i njihova imena. Kiseline: klasifikacija i kemijska svojstva

7. Kiseline. Soli. Povezanost 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 koje se sastoje od atoma vodika i kiselinskih ostataka (tablica 7.1).

Tablica 7.1

Formule i nazivi nekih kiselina, kiselinskih ostataka i soli

Formula kiseline	Ime kiseline	Kiselinski ostatak (anion)	Naziv soli (srednje)
HF	Fluorovodični (fluorovodični)	Ž -	Fluorid
HCl	Klorovodik (klorovodik)	Cl -	kloridi
HBr	bromidna	Br -	bromida
BOK	Vodikov jodid	Ja -	jodida
H2S	Vodikov sulfid	S 2−	sulfidi
H 2 SO 3	sumporaste	SO 3 2 -	sulfiti
H2SO4	Sumpor	SO 4 2 -	sulfate
HNO 2	azotni	NE 2 -	Nitrit
HNO 3	Dušik	NE 3 -	nitrati
H2 SiO3	Silicij	SiO 3 2 -	silikata
HPO 3	meta	PO 3 -	metafosfate
H 3 PO 4	orto-	PO 4 3 -	Ortofosfati (fosfati)
H 4 P 2 O 7	Pirofosforni (bifosforni)	P 2 O 7 4 -	Pirofosfati (difosfati)
HMnO 4	Mangan	MnO 4 -	permanganati
H 2 CrO4	Krom	CrO 4 2 -	kromata
H 2 Cr 2 O 7	Dichromic	Cr 2 O 7 2 -	Dikromati (dikromati)
H2SeO4	Selen	SeO 4 2 -	Selenates
H 3 BO 3	Borna	BO 3 3 -	Orthoborates
HCIO	hipokloritne	ClO -	hipoklorita
HClO 2	Klorid	ClO 2 -	klorit
HClO 3	klorni	ClO 3 -	klorata
HClO 4	klorni	ClO 4 -	perklorati
H2CO3	Ugljen	CO 3 3 -	karbonati
CH 3 COOH	octena	CH 3 COO -	acetate
HCOOH	mravlja	HCOO -	formati

U normalnim uvjetima kiseline mogu biti krute tvari (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i tekućine (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Te kiseline mogu postojati i pojedinačno (100%) i u obliku razrijeđenih i koncentriranih otopina. Na primjer, poznati su i pojedinačno i u otopinama H2S04, HNO3, H3PO4, CH3COOH.

Brojne kiseline poznate su samo u otopinama. To su sve halogenidi vodika (HCl, HBr, HI), sumporovodik H2S, cijanovodonični (cijanovodični HCN), ugljični H2CO3, sumporna H2SO3 kiselina, koji su otopine plinova u vodi. Na primjer, klorovodična kiselina je smjesa HCl i H20, ugljična kiselina je smjesa CO 2 i H 2 O. Jasno je da je pogrešno upotrebljavati izraz "otopina klorovodične kiseline".

Većina kiselina topiva je u vodi, netopiva silicijeva kiselina H 2 SiO 3. Ogromna većina kiselina ima molekularnu strukturu. Primjeri strukturnih formula kiselina:

U većini molekula kisikove kiseline svi atomi vodika povezani su s kisikom. Ali postoje i iznimke:

Kiseline se klasificiraju prema nizu obilježja (tablica 7.2).

Tablica 7.2

Razvrstavanje kiselina

Atribut klasifikacije	Tip kiseline	Primjeri za
Broj vodikovih iona koji nastaju tijekom potpune disocijacije molekule kiseline	jednobazan	HCl, HNO3, CH3COOH
	Bibasic	H2S04, H2S, H2CO3
	tirbazičnog	H 3 PO 4, H 3 AsO 4
Prisutnost ili odsutnost atoma kisika u molekuli	Sadrži kisik (kiseli hidroksidi, okso kiseline)	HNO2, H2S03, H2S04
	Bez kisika	HF, H2S, HCN
Stupanj disocijacije (snage)	Jaki (potpuno disocirani, jaki elektroliti)	HCl, HBr, HI, H2S04 (razrijeđen), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr207
	Slabi (djelomično disociraju, 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, HCl 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H2S04 (konc.)
Oksidacijska svojstva	Oksidanti zbog iona H + (uvjetno neoksidirajuće kiseline)	HCl, HBr, HI, HF, H2S04 (razrijeđen), H3P04, CH3COOH
	Oksidanti zbog aniona (kiselinski oksidanti)	HNO3, HMnO4, H2S04 (konc.), H2Cr207
	Reducirajući agensi zbog aniona	HCl, HBr, HI, H2S (ali ne i HF)
Toplinska stabilnost	Postoje samo u rješenjima	H2CO3, H2S03, HClO, HClO2
	Lako se razgrađuje zagrijavanjem	H2S03, HNO3, H2S03
	Termički stabilna	H2S04 (konc.), H3P04

Sva opća kemijska svojstva kiselina posljedica su prisutnosti suvišnih katona vodika H + (H 3 O +) u njihovim vodenim otopinama.

1. Zbog prekomjerne količine jona H +, vodene otopine kiselina mijenjaju boju ljubičastog i metil narančastog lakmusa 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 stupaju u interakciju s osnovnim oksidima, bazama i amfoternim hidroksidima, amonijakovim hidratom (vidi pogl. 6).

Primjer 7.1. Da biste izvršili transformaciju BaO → BaSO 4, možete upotrijebiti: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.

Odluka. Transformacija se može provesti upotrebom H2SO4:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 \u003d BaSO 4

Na 2 SO 4 ne reagira s BaO, a u reakciji BaO sa SO 2 nastaje barijev sulfit:

BaO + SO 2 \u003d BaSO 3

Odgovor: 3).

3. Kiseline reagiraju s amonijakom i njegovim vodenim otopinama dajući amonijeve soli:

HCl + NH3 \u003d NH 4 Cl - amonijev klorid;

H2S04 + 2NH3 \u003d (NH4) 2S04 - amonijev sulfat.

4. Kiseline koje ne oksidiraju stvaranjem soli i oslobađanjem vodika reagiraju s metalima smještenim u liniji aktivnosti na vodik:

H2S04 (razrijeđen) + Fe \u003d FeSO4 + H2

2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2

Interakcija oksidirajućih kiselina (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) s metalima vrlo je specifična i razmatra se u proučavanju kemije elemenata i njihovih spojeva.

5. Kiseline stupaju u interakciju sa solima. Reakcija ima brojne značajke:

a) u većini slučajeva, kada jača kiselina stupi u interakciju sa soli slabije kiseline, nastaju sol slabe i slabe kiseline ili, kako kažu, jača kiselina istiskuje slabiju. Niz opadajuće snage kiselina izgleda ovako:

Primjeri tekućih reakcija:

2HCl + Na2C03 \u003d 2NaCl + H20 + CO2

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 \u003d 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 \u003d 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Nemojte međusobno komunicirati, na primjer, KCl i H2S04 (razrjeđivanje), NaNO3 i H2S04 (razrjeđenje), K2S04 i HCl (HNO3, HBr, HI), K3P04 i H2 CO 3, CH 3 KUHAR i H 2 CO 3;

b) u nekim slučajevima slabija kiselina istiskuje jaču iz soli:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (razrijeđen) + H 3 PO 4 \u003d Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Takve su reakcije moguće kada se talozi dobivenih soli ne otope u nastalim razrijeđenim jakim kiselinama (H2S04 i HNO3);

c) u slučaju stvaranja precipitata netopivih 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 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3

Primjer 7.2. Navedite redak koji sadrži formule tvari koje reagiraju s H 2 SO 4 (dil).

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

Odluka. Sve tvari serije 4 međusobno djeluju s H2SO4 (dil):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H2S04 \u003d MgS04 + H2

Zn (OH) 2 + H2S04 \u003d ZnS04 + 2H20

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. Nehlapljiva je i termički stabilna kiselina, stoga istiskuje sve jake kiseline iz krutih (!) Soli, jer su hlapljivije od H2S04 (konc.):

KCl (TV) + H2S04 (konc.) KHSO4 + HCl

2KCl (TV) + H2S04 (konc.) K2S04 + 2HCl

Soli nastale jakim kiselinama (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagiraju samo s koncentriranom sumpornom kiselinom i samo u čvrstom stanju

Primjer 7.3. Koncentrirana sumporna kiselina, za razliku od razrijeđene, 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.) S KNO 3 (s).

Odgovor: 3).

Metode dobivanja kiselina vrlo su raznolike.

Anoksične kiseline dobiti:

• otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

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

• iz soli istiskivanjem s jačim ili manje isparljivim kiselinama:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

KCl (TV) + H2S04 (konc.) \u003d KHSO4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Oksigenirane kiseline dobiti:

• otapanjem odgovarajućih kiselih oksida u vodi, dok oksidacijsko stanje elementa koji stvara kiselinu u oksidu i kiselini ostaje isto (osim za NO 2):

N2O5 + H2O \u003d 2HNO3

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• oksidacija nemetala oksidacijskim kiselinama:

S + 6HNO 3 (konc.) \u003d H2S04 + 6NO2 + 2H2O

• istiskivanje jake kiseline iz soli druge jake kiseline (ako je talog netopiv u nastalim kiselinama):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razrijeđen) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3

• istiskivanje hlapljive kiseline iz njezinih soli s manje hlapljive kiseline.

U tu se svrhu najčešće koristi hlapljiva, termički stabilna koncentrirana sumporna kiselina:

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

KClO 4 (TV) + H2S04 (konc.) KHSO 4 + HClO 4

• istiskivanje slabije kiseline iz soli s jačom kiselinom:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 \u003d 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO2 + HCl \u003d NaCl + HNO2

K 2 SiO 3 + 2HBr \u003d 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

kiseline nazivaju se složene tvari, čije molekule uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti za metalne atome i kiselinski ostatak.

Prema prisutnosti ili odsutnosti kisika u molekuli, kiseline se dijele na kisik koji sadrži (H2SO4 sumporna kiselina, H2SO3 sumporna kiselina, HNO 3 dušična kiselina, H3 PO4 fosforna kiselina, H2CO3 ugljična kiselina, H2 SiO3 silicijeva kiselina) i anoksični (HF fluorovodična kiselina, HCl klorovodična kiselina (klorovodična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI hidroiodna kiselina, H2S hidrosulporna kiselina).

Ovisno o broju atoma vodika u molekuli kiseline, postoje monobazični (s 1 H atomom), dvobazni (s 2 H atoma) i dvobazni (s 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je monobazna, jer njezina molekula ima jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvoslika itd.

Vrlo je malo anorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalnim.

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Ostaci kiselinamogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci ili mogu biti iz skupine atoma (-SO3, -PO4, -SiO3) - to su složeni ostaci.

U vodenim otopinama kiselinski ostaci se ne uništavaju tijekom reakcija razmjene i supstitucije:

H2S04 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Riječ anhidridznači bezvodna, tj. kiselina bez vode. Na primjer,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Bezvodne kiseline nemaju anhidride.

Naziv kiseline potječe od naziva elementa koji stvara kiselinu (zakiseljača) s dodatkom završetaka "naya" i, rjeđe, "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 - ugljen; H 2 SiO 3 - silicij itd.

Element može tvoriti nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, označeni završeci u nazivu kiselina bit će kada element ima najveću valenciju (u molekuli kiseline postoji veliki sadržaj atoma kisika). Ako element ima najmanju valenciju, završetak u nazivu kiseline bit će "istinit": HNO 3 - dušični, HNO 2 - dušični.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. U slučaju da su anhidridi netopljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol potrebne kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za anoksinsku kiselinu. Kiseline bez kisika se također dobivaju izravnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje dobivenog spoja u vodi:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Otopine nastalih plinovitih tvari HCl i H2S su kiseline.

U normalnim uvjetima, kiseline su i tekuće i čvrste.

Kemijska svojstva kiselina

Otopina kiselina utječe na pokazatelje. Sve kiseline (osim silicijeve kiseline) dobro se rastvaraju u vodi. Posebne tvari - pokazatelji omogućuju vam određivanje prisutnosti kiseline.

Pokazatelji su tvari složene strukture. Oni mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rješenjima - imaju jednu boju, u baznim otopinama - drugu. U interakciji s kiselinom, oni mijenjaju svoju boju: indikator metil narančaste postaje crven, indikator lakmusa također postaje crven.

Komunicirajte s bazama s stvaranjem vode i soli koja sadrži nepromijenjeni kiseli ostatak (reakcija neutralizacije):

H2S04 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H20.

Interakcija s baznim oksidima s stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiseli ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcija s metalima. Za interakciju kiselina i metala moraju biti ispunjeni određeni uvjeti:

1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora biti smješten prije vodika). Što je više metaka lijevo u liniji aktivnosti, to intenzivnije stupa u interakciju s kiselinama;

2. kiselina mora biti dovoljno jaka (to jest, može otpuštati vodikove ione H +).

Tijekom kemijskih reakcija kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodika (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom,):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Još imate pitanja? Želite znati više o kiselinama?
Da biste dobili pomoć od učitelja -.
Prva lekcija je besplatna!

web mjesto bloga, s potpunim ili djelomičnim kopiranjem materijala, potrebna je veza do izvora.

Klasifikacija anorganskih tvari s primjerima spojeva

Sada detaljnije analizirajmo gornju klasifikacijsku shemu.

Kao što vidimo, prije svega se dijele sve anorganske tvari na jednostavan i kompleks:

Jednostavne tvari nazivaju takve tvari koje tvore atomi samo jednog kemijskog elementa. Na primjer, jednostavne tvari su vodik H 2, kisik O 2, željezo Fe, ugljik C itd.

Među jednostavnim tvarima razlikuju se metali, nemetalai plemeniti plinovi:

metali koji čine kemijski elementi smješteni ispod bor-astatinske dijagonale, kao i svi elementi koji se nalaze u bočnim skupinama.

Plemeniti plinovi nastali kemijskim elementima skupine VIIIA.

nemetala nastali od kemijskih elemenata smještenih iznad bor-astatinske dijagonale, s izuzetkom svih elemenata sekundarnih podskupina i plemenitih plinova smještenih u skupini VIIIA:

Imena jednostavnih tvari najčešće se podudaraju s imenima kemijskih elemenata od kojih atoma nastaju. Međutim, za mnoge kemijske elemente takav je fenomen kao alotropija raširen. Alotropija je pojava kada jedan kemijski element može stvoriti nekoliko jednostavnih tvari. Na primjer, u slučaju kemijskog elementa kisika, mogu postojati molekularni spojevi s formulama O2 i O3. Prva se tvar obično naziva kisikom na isti način kao i kemijski element, od kojih atoma nastaje, a druga tvar (O 3) obično se naziva ozonom. Jednostavna tvar ugljik može značiti bilo koju od njegovih alotropnih modifikacija, na primjer dijamant, grafit ili fulereni. Jednostavna tvar fosfor može se shvatiti kao njegove alotropne modifikacije kao što su bijeli fosfor, crveni fosfor, crni fosfor.

Složene tvari

Složene tvari nazivaju se tvarima koje tvore atomi dva ili više kemijskih elemenata.

Tako su, na primjer, složene tvari amonijak NH 3, sumporna kiselina H 2 SO 4, gašeno vapno Ca (OH) 2 i bezbroj drugih.

Među složenim anorganskim tvarima razlikuje se 5 glavnih klasa, i to oksidi, baze, amfoterni hidroksidi, kiseline i soli:

oksidi - složene tvari koje tvore dva kemijska elementa, od kojih je jedan kisik u oksidacijskom stanju -2.

Opću formulu oksida možemo zapisati kao E x O y, gdje je E simbol bilo kojeg kemijskog elementa.

Nomenklatura oksida

Naziv oksida kemijskog elementa temelji se na principu:

Na primjer:

Fe 2 O 3 - željezov (III) oksid; CuO - bakar (II) oksid; N 2 O 5 - dušikov oksid (V)

Često možete pronaći informacije da je valencija elementa naznačena u zagradama, ali to nije slučaj. Tako je, na primjer, oksidacijsko stanje dušika N 2 O 5 +5, a valencija, koliko je čudno, četiri.

Ako kemijski element ima jedno pozitivno oksidacijsko stanje u spojevima, tada oksidacijsko stanje nije naznačeno. Na primjer:

Na 2 O - natrijev oksid; H20 - vodikov oksid; ZnO je cinkov oksid.

Razvrstavanje oksida

Oksidi se prema svojoj sposobnosti stvaranja soli u interakciji s kiselinama ili bazama dijele na tvori sol i ne tvori sol.

Oksida koji ne stvaraju sol ima malo, svi ih tvore nemetali u oksidacijskim stanjima +1 i +2. Treba zapamtiti popis oksida koji ne stvaraju sol: CO, SiO, N 2 O, NO.

Zauzvrat se oksidi koji tvore sol dijele na glavni, kiseli i amfoterni.

Osnovni oksidi nazivaju se takvi oksidi koji u interakciji s kiselinama (ili kiselim oksidima) tvore soli. Osnovni oksidi uključuju metalne okside u oksidacijskom stanju +1 i +2, s izuzetkom oksida BeO, ZnO, SnO, PbO.

Kiseli oksidi oni se nazivaju oksidi koji u interakciji s bazama (ili osnovnim oksidima) tvore soli. Kiseli oksidi su praktički svi oksidi nemetala, osim CO, NO, N 2 O, SiO koji ne tvore soli, kao i svi metalni oksidi u visokim oksidacijskim stanjima (+5, +6 i +7).

Amfoterični oksidinazivaju se oksidi koji mogu reagirati i s kiselinama i s bazama, a kao rezultat tih reakcija tvore soli. Takvi oksidi pokazuju dvostruku kiselinsko-baznu prirodu, odnosno mogu pokazivati \u200b\u200bsvojstva kiselih i bazičnih oksida. Amfoterični oksidi uključuju metalne okside u oksidacijskim stanjima +3, +4, a također, kao iznimke, okside BeO, ZnO, SnO, PbO.

Neki metali mogu tvoriti sve tri vrste oksida koji tvore sol. Na primjer, krom tvori osnovni oksid CrO, amfoterni oksid Cr 2 O 3 i kiseli oksid CrO 3.

Kao što vidite, kiselinsko-bazna svojstva metalnih oksida izravno ovise o oksidacijskom stanju metala u oksidu: što je veće oksidacijsko stanje, to su kisela svojstva izraženija.

Temelji

Temelji - spojevi s formulom oblika Me (OH) x, gdje x najčešće jednak 1 ili 2.

Osnovna klasifikacija

Baze su klasificirane prema broju hidroksilnih skupina u jednoj strukturnoj jedinici.

Baze s jednom hidroksi skupinom, t.j. vrste MeOH nazivaju se jednokiselinske baze,s dvije hidroksilne skupine, t.j. oblika Me (OH) 2, dva kiselinaitd

Također, baze se dijele na topljive (lužine) i netopive.

Alkalije uključuju isključivo hidrokside alkalijskih i zemnoalkalnih metala, kao i talijev hidroksid TlOH.

Osnovna nomenklatura

Naziv zaklade temelji se na sljedećem principu:

Na primjer:

Fe (OH) 2 - željezo (II) hidroksid,

Cu (OH) 2 - bakar (II) hidroksid.

U slučajevima kada metal u složenim tvarima ima stalno oksidacijsko stanje, nije potrebno to naznačiti. Na primjer:

NaOH - natrijev hidroksid,

Ca (OH) 2 - kalcijev hidroksid itd.

kiseline

kiseline - složene tvari, čije molekule sadrže atome vodika koje može zamijeniti metal.

Opću formulu za kiseline možemo zapisati kao H x A, gdje su H atomi vodika koji se mogu zamijeniti metalom, a A je kiselinski ostatak.

Na primjer, kiseline uključuju spojeve poput H2S04, HCl, HNO3, HNO2 itd.

Razvrstavanje kiselina

Po broju atoma vodika koje može zamijeniti metal, kiseline se dijele na:

- otprilike donje kiselineHF, HCl, HBr, HI, HNO3;

- d vucinske kiseline: H2S04, H2S03, H2CO3;

- t rebazične kiseline: H 3 PO 4, H 3 BO 3.

Treba imati na umu da broj atoma vodika u slučaju organskih kiselina najčešće ne odražava njihovu osnovnost. Na primjer, octena kiselina s formulom CH 3 COOH, unatoč prisutnosti 4 atoma vodika u molekuli, nije četiri, već je jednobazna. Osnovnost organskih kiselina određuje se brojem karboksilnih skupina (-COOH) u molekuli.

Također, prema prisutnosti kisika u molekulama, kiseline se dijele na anoksične (HF, HCl, HBr, itd.) I kisikove (H2S04, HNO3, H3P04, itd.). Oksigenirane kiseline se također nazivaju okso kiseline.

Možete pročitati više o klasifikaciji kiselina.

Nomenklatura kiselina i kiselinskih ostataka

Sljedeći popis imena i formula kiselina i kiselih ostataka neophodno je naučiti.

U nekim slučajevima, niz sljedećih pravila može olakšati pamćenje.

Kao što možete vidjeti iz gornje tablice, struktura sustavnih naziva anoksičnih kiselina je sljedeća:

Na primjer:

HF - fluorovodična kiselina;

HCl - klorovodična kiselina;

H2S - sumporovodična kiselina.

Imena kiselinskih ostataka anoksičnih kiselina temelje se na principu:

Na primjer, Cl - - klorid, Br - - bromid.

Imena kiselina koje sadrže kisik dobivaju se dodavanjem različitih sufiksa i završetaka imenu elementa koji stvara kiselinu. Na primjer, ako element koji stvara kiselinu u kiselini koja sadrži kisik ima najviše oksidacijsko stanje, tada se naziv takve kiseline konstruira na sljedeći način:

Na primjer, sumporna kiselina H2S +6O4, kromna kiselina H2Cr +6O4.

Sve oksigenirane kiseline također se mogu klasificirati kao kiseli hidroksidi jer se u njihovim molekulama nalaze hidroksilne skupine (OH). Na primjer, to se može vidjeti iz sljedećih grafičkih formula za neke kisikove kiseline:

Dakle, sumpornu kiselinu možemo drugačije nazvati sumpornim (VI) hidroksidom, dušičnom kiselinom - dušikovim (V) hidroksidom, fosfornom kiselinom - fosfornim (V) hidroksidom itd. U ovom slučaju, broj u zagradama karakterizira stanje oksidacije elementa koji tvori kiselinu. Ova varijanta imena kiselina koje sadrže kisik mnogima se može činiti krajnje neobičnim, ali povremeno se takva imena mogu naći u stvarnim CMM-ovima USE-a u kemiji u zadacima za klasifikaciju anorganskih tvari.

Amfoterični hidroksidi

Amfoterični hidroksidi - hidroksidi metala koji pokazuju dvojaku prirodu, t.j. sposoban pokazivati \u200b\u200bi svojstva kiselina i svojstva baza.

Amfoterični su hidroksidi metala u oksidacijskim stanjima +3 i +4 (kao i oksidi).

Također, kao iznimke, amfoterni hidroksidi uključuju spojeve Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 i Pb (OH) 2, unatoč oksidacijskom stanju metala u njima +2.

Za amfoterne hidrokside trovalentnih i četverovalentnih metala moguće je postojanje orto i meta oblika koji se međusobno razlikuju po jednoj molekuli vode. Na primjer, aluminij (III) hidroksid može postojati u orto obliku Al (OH) 3 ili metaobliku AlO (OH) (metahidroksid).

Budući da, kao što je već spomenuto, amfoterni hidroksidi pokazuju i svojstva kiselina i svojstva baza, njihova formula i naziv mogu se također napisati na različite načine: bilo u osnovi ili kao u kiselini. Na primjer:

Sol

Tako, na primjer, soli uključuju spojeve kao što su KCl, Ca (NO 3) 2, NaHCO 3 itd.

Gornja definicija opisuje sastav većine soli, međutim, postoje soli koje ne spadaju pod nju. Na primjer, umjesto metalnih kationa, sastav soli može uključivati \u200b\u200bamonijeve katione ili njegove organske derivate. Oni. soli uključuju spojeve kao što su, na primjer, (NH4) 2S04 (amonij sulfat), + Cl - (metil amonij klorid), itd.

Klasifikacija soli

S druge strane, soli se mogu smatrati produktima zamjene vodikovih kationa H + u kiselini s drugim kationima ili proizvodima zamjene hidroksidnih iona u bazama (ili amfoternim hidroksidima) s drugim anionima.

Potpunom zamjenom tzv prosječan ili normalan sol. Primjerice, potpunom zamjenom vodikovih kationa u sumpornoj kiselini natrijevim kationima nastaje prosječna (normalna) sol Na2S04, a potpunom zamenom hidroksidnih iona u bazi Ca (OH) 2 s kiselinskim ostacima nitratnih iona nastaje prosječna (normalna) sol Ca (NO 3) 2.

Soli dobiveni nepotpunom zamjenom vodikovih kationa u diacidu (ili više) metalnim kationima nazivaju se kiseli. Dakle, nepotpunom zamjenom vodikovih kationa u sumpornoj kiselini natrijevim kationima nastaje kisela sol NaHSO 4.

Soli koji nastaju nepotpunom supstitucijom hidroksidnih iona u dvokiselinskim (ili više) bazama nazivaju se bazičnim okobistre soli. Na primjer, s nepotpunom zamjenom hidroksidnih iona u bazi Ca (OH) 2 nitratnim ionima, bazni okobistra sol Ca (OH) NO 3.

Zove se soli koje se sastoje od kationa dvaju različitih metala i aniona kiselinskih ostataka samo jedne kiseline dvostruke soli... Tako su, na primjer, dvostruke soli KNaCO 3, KMgCl 3 itd.

Ako je sol stvorena jednom vrstom kationa i dvije vrste kiselih ostataka, takve se soli nazivaju mješovite. Na primjer, miješane soli su spojevi Ca (OCl) Cl, CuBrCl, itd.

Postoje soli koje ne potpadaju pod definiciju soli kao produkata zamjene vodikovih kationa u kiselinama metalnim kationima ili proizvoda zamjene hidroksidnih iona u bazama s anionima kiselinskih ostataka. To su složene soli. Na primjer, natrijev tetrahidroksozinkat i tetrahidroksoaluminat natrij s formulama Na2 i Na predstavljaju složene soli. Složene soli, među ostalim, najčešće se mogu prepoznati po prisutnosti uglatih zagrada u formuli. Međutim, treba shvatiti da bi se tvar mogla svrstati u razred soli, a njezin sastav mora sadržavati i druge katione osim (ili umjesto H), a anioni osim (ili umjesto) moraju sadržavati i anione. Tako, na primjer, H2 spoj ne pripada klasi složenih soli, jer su tijekom njegove disocijacije od kationa u otopini prisutni samo vodikovi kationi H +. Prema vrsti disocijacije, ovu tvar radije treba klasificirati kao anoksičnu složenu kiselinu. Slično tome, spoj OH ne pripada solima, budući da ovaj spoj sastoji se od kationa + i hidroksidnih iona OH -, tj. to bi trebalo smatrati složenom osnovom.

Nomenklatura soli

Nomenklatura srednjih i kiselih soli

Naziv srednje i kisele soli temelji se na principu:

Ako je oksidacijsko stanje metala u složenim tvarima konstantno, onda nije naznačeno.

Nazivi kiselih ostataka dani su gore prilikom razmatranja nomenklature kiselina.

Na primjer,

Na2S04 - natrijev sulfat;

NaHSO 4 - natrijev hidrogen sulfat;

CaCO 3 - kalcijev karbonat;

Ca (HCO 3) 2 - bikarbonat kalcija itd.

Nomenklatura bazičnih soli

Nazivi osnovnih soli temelje se na principu:

Na primjer:

(CuOH) 2C03 - bakar (II) hidroksikarbonat;

Fe (OH) 2 NO3 - željezo (III) dihidroksonitrat.

Nomenklatura složenih soli

Nomenklatura složenih spojeva mnogo je složenija, a za polaganje Jedinstvenog državnog ispita ne morate mnogo znati iz nomenklature složenih soli.

Trebali biste moći imenovati složene soli dobivene interakcijom alkalnih otopina s amfoternim hidroksidima. Na primjer:

* Iste boje u formuli i nazivu označavaju odgovarajuće elemente formule i naziv.

Trivijalni nazivi za anorganske tvari

Trivijalna imena podrazumijevaju se kao nazivi tvari koje nisu povezane ili su slabo povezane njihovim sastavom i strukturom. Trivijalna imena nastaju obično iz povijesnih razloga ili fizičkih ili kemijskih svojstava tih spojeva.

Popis trivijalnih naziva anorganskih tvari koje morate znati:

Na 3	kriolit
SiO 2	kvarc, silika
FeS 2	pirit, željezni pirit
CaSO 4 ∙ 2H20	gips
CaC2	kalcijev karbid
Al 4 C 3	aluminij karbid
KOH	kaustični kalij
NaOH	kaustična soda, kaustična soda
H202	vodikov peroksid
CuSO 4 ∙ 5H20	bakreni sulfat
NH4Cl	amonijak
CaCO 3	kreda, mramor, vapnenac
N 2 O	nasmijani gas
NE 2	smeđi gas
NaHCO 3	soda bikarbona (piće)
Fe 3 O 4	željezna vaga
NH3∙H20 (NH4OH)	amonijak
CO	ugljični monoksid
CO 2	ugljični dioksid
SiC	karborundum (silicijev karbid)
PH 3	fosfina
NH 3	amonijak
KClO 3	bertolletova sol (kalijev klorat)
(CuOH) 2 CO3	malahit
CaO	živo vapno
Ca (OH) 2	slano vapno
bistra vodena otopina Ca (OH) 2	vapnena voda
suspenzija krutog Ca (OH) 2 u svojoj vodenoj otopini	vapno mlijeko
K 2 CO 3	potaša
Na2C03	soda pepeo
Na 2 CO 3 ∙ 10H20	kristalna soda
MgO	magnezija

Složene tvari koje se sastoje od atoma vodika i kiselog ostatka nazivaju se mineralnim ili anorganskim kiselinama. Kiseli ostatak su oksidi i nemetali u kombinaciji s vodikom. Glavno svojstvo kiselina je sposobnost stvaranja soli.

Klasifikacija

Osnovna formula mineralnih kiselina je H n Ac, gdje je Ac kiselinski ostatak. Ovisno o sastavu kiselinskog ostatka, razlikuju se dvije vrste kiselina:

• kisik koji sadrži kisik;
• bez kisika, sastoji se samo od vodika i nemetala.

Glavni popis anorganskih kiselina prema vrsti prikazan je u tablici.

Tip	Ime	Formula
Kisik
	azotni
	Dichromic
	jodne
	Silicij - metasilicij i ortosilikon	H2 SiO3 i H4 SiO4
	Mangan
	Mangan
	meta
	Arsen
	orto-
	sumporaste
	Thiosernaya
	Tetration
	Ugljen
	fosforast
	Fosfat
	klorni
	Klorid
	hipokloritne
	Krom
	plav
Bez kisika	Vodikov fluorid (fluorovodik)
	Klorovodična (solna)
	bromidna
	Vodikov jod
	Vodikov sulfid
	hydrocyanic

Osim toga, kiseline su prema njihovim svojstvima klasificirane prema sljedećim kriterijima:

• topljivost: topljivi (HNO3, HCl) i netopljivi (H2 SiO3);
• nestalnost: isparljivi (H2S, HCl) i neisparljivi (H2S04, H3P04);
• stupanj disocijacije: jak (HNO 3) i slab (H 2 CO 3).

Lik: 1. Shema klasifikacije kiselina.

Tradicionalna i trivijalna imena koriste se za označavanje mineralnih kiselina. Tradicionalna imena odgovaraju nazivu elementa koji tvori kiselinu uz dodatak morfemične, -ovičke, a također -stepe, -slatke, -zvuke da označi stanje oksidacije.

Primanje

Glavne metode dobivanja kiselina prikazane su u tablici.

Svojstva

Većina kiselina su kisele tekućine. Volfram, krom, bor i nekoliko drugih kiselina su u čvrstom stanju u normalnim uvjetima. Neke kiseline (H2CO3, H2S03, HClO) postoje samo u obliku vodene otopine i slabe su kiseline.

Lik: 2. Kromna kiselina.

Kiseline su aktivne tvari koje reagiraju:

• s metalima:

  Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;

• s oksidima:

  CaO + 2HCl \u003d CaCl2 + H20;

• s osnovom:

  H2S04 + 2KOH \u003d K2S04 + 2H20;

• sa solima:

  Na2C03 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H20.

Sve su reakcije popraćene stvaranjem soli.

Kvalitativna reakcija moguća je s promjenom boje indikatora:

• lakmus postaje crven;
• metil narančasta - ružičasta;
• fenoftalein se ne mijenja.

Lik: 3. Boje pokazatelja u interakciji s kiselinom.

Kemijska svojstva mineralnih kiselina određena su sposobnošću disocijacije u vodi s stvaranjem vodikovih kationa i aniona vodikovih ostataka. Kiseline koje nepovratno reagiraju s vodom (potpuno se disociraju) nazivaju se jakim. Oni uključuju klor, dušik, sumpornu solnu sol.

Što smo naučili?

Neorganske kiseline nastaju od vodika i kiselog ostatka, koji je ne-metal ili oksid. Ovisno o prirodi kiselog ostatka, kiseline se klasificiraju u bez kisika i ne sadrže kisik. Sve kiseline imaju kiseli okus i mogu se disocirati u vodenom mediju (razgraditi na katione i anione). Kiseline se dobivaju iz jednostavnih tvari, oksida, soli. U interakciji s metalima, oksidima, bazama, solima, kiselinama nastaju soli.

Test po temama

Procjena izvješća

Prosječna ocjena: 4.4. Ukupan broj primljenih ocjena: 120.

kiseline nazivaju se složene tvari, čije molekule uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti za metalne atome i kiselinski ostatak.

Prema prisutnosti ili odsutnosti kisika u molekuli, kiseline se dijele na kisik koji sadrži (H2SO4 sumporna kiselina, H2SO3 sumporna kiselina, HNO 3 dušična kiselina, H3 PO4 fosforna kiselina, H2CO3 ugljična kiselina, H2 SiO3 silicijeva kiselina) i anoksični (HF fluorovodična kiselina, HCl klorovodična kiselina (klorovodična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI hidroiodna kiselina, H2S hidrosulporna kiselina).

Ovisno o broju atoma vodika u molekuli kiseline, postoje monobazični (s 1 H atomom), dvobazni (s 2 H atoma) i dvobazni (s 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je monobazna, jer njezina molekula ima jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvoslika itd.

Vrlo je malo anorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalnim.

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Ostaci kiselinamogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci ili mogu biti iz skupine atoma (-SO3, -PO4, -SiO3) - to su složeni ostaci.

U vodenim otopinama kiselinski ostaci se ne uništavaju tijekom reakcija razmjene i supstitucije:

H2S04 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Riječ anhidridznači bezvodna, tj. kiselina bez vode. Na primjer,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Bezvodne kiseline nemaju anhidride.

Naziv kiseline potječe od naziva elementa koji stvara kiselinu (zakiseljača) s dodatkom završetaka "naya" i, rjeđe, "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 - ugljen; H 2 SiO 3 - silicij itd.

Element može tvoriti nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, označeni završeci u nazivu kiselina bit će kada element ima najveću valenciju (u molekuli kiseline postoji veliki sadržaj atoma kisika). Ako element ima najmanju valenciju, završetak u nazivu kiseline bit će "istinit": HNO 3 - dušični, HNO 2 - dušični.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. U slučaju da su anhidridi netopljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol potrebne kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za anoksinsku kiselinu. Kiseline bez kisika se također dobivaju izravnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje dobivenog spoja u vodi:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Otopine nastalih plinovitih tvari HCl i H2S su kiseline.

U normalnim uvjetima, kiseline su i tekuće i čvrste.

Kemijska svojstva kiselina

Otopina kiselina utječe na pokazatelje. Sve kiseline (osim silicijeve kiseline) dobro se rastvaraju u vodi. Posebne tvari - pokazatelji omogućuju vam određivanje prisutnosti kiseline.

Pokazatelji su tvari složene strukture. Oni mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rješenjima - imaju jednu boju, u baznim otopinama - drugu. U interakciji s kiselinom, oni mijenjaju svoju boju: indikator metil narančaste postaje crven, indikator lakmusa također postaje crven.

Komunicirajte s bazama s stvaranjem vode i soli koja sadrži nepromijenjeni kiseli ostatak (reakcija neutralizacije):

H2S04 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H20.

Interakcija s baznim oksidima s stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiseli ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcija s metalima. Za interakciju kiselina i metala moraju biti ispunjeni određeni uvjeti:

1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora biti smješten prije vodika). Što je više metaka lijevo u liniji aktivnosti, to intenzivnije stupa u interakciju s kiselinama;

2. kiselina mora biti dovoljno jaka (to jest, može otpuštati vodikove ione H +).

Tijekom kemijskih reakcija kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodika (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom,):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Još imate pitanja? Želite znati više o kiselinama?
Da biste dobili pomoć tutora - registrirajte se.
Prva lekcija je besplatna!

web mjestu, s potpunim ili djelomičnim kopiranjem materijala potrebna je veza na izvor.