7. Kwasy. Sól. Relacje pomiędzy klasami substancje nieorganiczne
7.1. Kwasy
Kwasy to elektrolity, podczas których dysocjacji powstają jedynie kationy wodoru H + jako jony naładowane dodatnio (a dokładniej jony hydroniowe H 3 O +).
Inna definicja: kwasy to substancje złożone składające się z atomu wodoru i reszt kwasowych (tabela 7.1).
Tabela 7.1
Wzory i nazwy niektórych kwasów, reszt kwasów i soli
| Formuła kwasowa | Nazwa kwasu | Pozostałość kwasowa (anion) | Nazwa soli (średnia) |
|---|---|---|---|
| HF | Fluorowodny (fluorowy) | F- | Fluorki |
| HCl | Solny (chlorowodorowy) | Cl- | Chlorki |
| HBr | Bromowodorowy | Br- | Bromki |
| CZEŚĆ | Jodowodorek | ja - | Jodki |
| H2S | Siarkowodór | S 2- | Siarczki |
| H2SO3 | Siarkawy | SO 3 2 − | Siarczyny |
| H2SO4 | Siarkowy | SO 4 2 − | Siarczany |
| HNO2 | Azotowy | NO2− | Azotyny |
| HNO3 | Azot | NIE 3- | Azotany |
| H2SiO3 | Krzem | SiO3 2- | Krzemiany |
| HPO 3 | Metafosforowy | PO 3- | Metafosforany |
| H3PO4 | Ortofosforowy | PO 4 3 − | Ortofosforany (fosforany) |
| H4P2O7 | Pirofosforowy (bifosforowy) | P 2 O 7 4 - | Pirofosforany (difosforany) |
| HMnO4 | Mangan | MnO4- | Nadmanganiany |
| H2CrO4 | Chrom | CrO42- | Chromiany |
| H2Cr2O7 | Dichrom | Cr2O72- | Dichromiany (bichromiany) |
| H2SeO4 | Selen | SeO4 2- | Seleniany |
| H3BO3 | Bornaja | BO 3 3 − | Ortoborany |
| HClO | Podchlorany | ClO – | Podchloryny |
| HClO2 | Chlorek | ClO2− | Chloryny |
| HClO3 | Chlorawy | ClO3- | Chlorany |
| HClO4 | Chlor | ClO4- | Nadchlorany |
| H2CO3 | Węgiel | CO 3 3 - | Węglany |
| CH3COOH | Ocet | CH3COO- | Octany |
| HCOOH | Mrówka | HCOO- | mrówczany |
Na normalne warunki mogą być kwasy ciała stałe(H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i ciecze (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Kwasy te mogą występować zarówno pojedynczo (w postaci 100%), jak i w postaci rozcieńczonych i stężonych roztworów. Na przykład H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH są znane zarówno pojedynczo, jak i w roztworach.
Wiele kwasów jest znanych tylko w roztworach. Są to wszystkie halogenowodory (HCl, HBr, HI), siarkowodór H2S, cyjanowodór (cyjanowodorowy HCN), węglowy H2CO3, siarkowy kwas H2SO3, które są roztworami gazów w wodzie. Na przykład, kwas chlorowodorowy jest mieszaniną HCl i H 2 O, węgiel jest mieszaniną CO 2 i H 2 O. Jest oczywiste, że użycie wyrażenia „roztwór kwasu solnego” jest błędne.
Większość kwasów jest rozpuszczalna w wodzie, kwas krzemowy H 2 SiO 3 jest nierozpuszczalny. Zdecydowana większość kwasów ma strukturę molekularną. Przykłady wzory strukturalne kwasy:
W większości cząsteczek kwasu zawierających tlen wszystkie atomy wodoru są związane z tlenem. Ale są wyjątki:
Kwasy są klasyfikowane według szeregu cech (tabela 7.2).
Tabela 7.2
Klasyfikacja kwasów
| Znak klasyfikacji | Typ kwasowy | Przykłady |
|---|---|---|
| Liczba jonów wodoru powstałych po całkowitej dysocjacji cząsteczki kwasu | Monobazowa | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Dwuzasadowy | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Trójzasadowy | H3PO4, H3AsO4 | |
| Obecność lub brak atomu tlenu w cząsteczce | Zawierający tlen (wodorotlenki kwasowe, oksokwasy) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Beztlenowy | HF, H2S, HCN | |
| Stopień dysocjacji (siła) | Silne (całkowicie dysocjują, mocne elektrolity) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (rozcieńczony), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Słabe (częściowo zdysocjowane, słabe elektrolity) | 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 (stęż.) | |
| Właściwości utleniające | Utleniacze ze względu na jony H + (kwasy warunkowo nieutleniające) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Utleniacze ze względu na anion (kwasy utleniające) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (stęż.), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Środki redukujące anion | HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF) | |
| Stabilność termiczna | Istnieją tylko w rozwiązaniach | H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2 |
| Łatwo rozkłada się pod wpływem ogrzewania | H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3 | |
| Stabilny termicznie | H 2 SO 4 (stężony), H 3 PO 4 |
Wszystko ogólnie Właściwości chemiczne Kwasy powstają na skutek ich obecności roztwory wodne nadmiar kationów wodoru H + (H 3 O +).
1. Wodne roztwory kwasów pod wpływem nadmiaru jonów H+ zmieniają barwę fioletu lakmusowego i oranżu metylowego na czerwoną (fenoloftaleina nie zmienia koloru i pozostaje bezbarwna). W wodnym roztworze słabego kwasu węglowego lakmus nie jest czerwony, ale różowy, roztwór nad osadem bardzo słabego kwasu krzemowego w ogóle nie zmienia koloru wskaźników.
2. Kwasy oddziałują z zasadowymi tlenkami, zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi, hydratem amoniaku (patrz rozdział 6).
Przykład 7.1. Do przeprowadzenia transformacji BaO → BaSO 4 można zastosować: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.
Rozwiązanie. Transformację można przeprowadzić stosując H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO3 = BaSO4
Na2SO4 nie reaguje z BaO, a w reakcji BaO z SO2 powstaje siarczyn baru:
BaO + SO2 = BaSO3
Odpowiedź: 3).
3. Kwasy reagują z amoniakiem i jego roztworami wodnymi, tworząc sole amonowe:
HCl + NH3 = NH4Cl - chlorek amonu;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - siarczan amonu.
4. Kwasy nieutleniające reagują z metalami znajdującymi się w szeregu aktywności aż do wodoru, tworząc sól i uwalniając wodór:
H 2 SO 4 (rozcieńczony) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl2 = H2
Oddziaływanie kwasów utleniających (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)) z metalami jest bardzo specyficzne i jest brane pod uwagę przy badaniu chemii pierwiastków i ich związków.
5. Kwasy oddziałują z solami. Reakcja ma wiele cech:
a) w większości przypadków, gdy silniejszy kwas reaguje z solą słabszego kwasu, powstają sole słabego kwasu i słabego kwasu lub, jak to się mówi, silniejszy kwas wypiera słabszy. Szereg malejącej mocy kwasów wygląda następująco:
Przykłady zachodzących reakcji:
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
Nie oddziałują ze sobą np. KCl i H 2 SO 4 (rozcieńczony), NaNO 3 i H 2 SO 4 (rozcieńczony), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2CO3, CH3COOK i H2CO3;
b) w niektórych przypadkach słabszy kwas wypiera z soli silniejszy:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Takie reakcje są możliwe, gdy osady powstałych soli nie rozpuszczają się w powstałych rozcieńczonych mocnych kwasach (H2SO4 i HNO3);
c) w przypadku tworzenia się osadów nierozpuszczalnych w mocnych kwasach może nastąpić reakcja pomiędzy mocnym kwasem a solą utworzoną przez inny mocny kwas:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Przykład 7.2. Wskaż wiersz zawierający wzory substancji reagujących z H 2 SO 4 (rozcieńczonym).
1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na2SO3, Mg, Zn(OH) 2.
Rozwiązanie. Wszystkie substancje z wiersza 4 oddziałują z H 2 SO 4 (dil):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
W rzędzie 1) reakcja z KCl (p-p) nie jest możliwa, w rzędzie 2) - z Ag, w rzędzie 3) - z NaNO 3 (p-p).
Odpowiedź: 4).
6. Skoncentrowana woda zachowuje się bardzo specyficznie w reakcjach z solami. Kwas Siarkowy. Jest to kwas nielotny i stabilny termicznie, dlatego wypiera wszystkie mocne kwasy ze stałych (!) soli, gdyż są one bardziej lotne niż H2SO4 (stęż.):
KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) KHSO4 + HCl
2KCl (s) + H 2 SO 4 (stęż.) K 2 SO 4 + 2HCl
Sole utworzone przez mocne kwasy (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagują tylko ze stężonym kwasem siarkowym i tylko w stanie stałym
Przykład 7.3. Stężony kwas siarkowy, w przeciwieństwie do rozcieńczonego, reaguje:
3) KNO 3 (telewizja);
Rozwiązanie. Obydwa kwasy reagują z KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a tylko H 2 SO 4 (stężony) reaguje z KNO 3 (stałym).
Odpowiedź: 3).
Metody wytwarzania kwasów są bardzo zróżnicowane.
Kwasy beztlenowe odbierać:
- poprzez rozpuszczenie odpowiednich gazów w wodzie:
HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (roztwór)
- z soli przez podstawienie silniejszymi lub mniej lotnymi kwasami:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) = KHSO4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Kwasy zawierające tlen odbierać:
- poprzez rozpuszczenie odpowiednich tlenków kwasowych w wodzie, przy czym stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego w tlenku i kwasie pozostaje taki sam (z wyjątkiem NO 2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4
- utlenianie niemetali kwasami utleniającymi:
S + 6HNO 3 (stęż.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- poprzez wyparcie mocnego kwasu z soli innego mocnego kwasu (jeżeli wytrąci się osad nierozpuszczalny w powstałych kwasach):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (rozcieńczony) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- poprzez zastąpienie lotnego kwasu z jego soli mniej lotnym kwasem.
W tym celu najczęściej stosuje się nielotny, termicznie stabilny stężony kwas siarkowy:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) KHSO 4 + HClO 4
- wyparcie słabszego kwasu z jego soli przez mocniejszy kwas:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.
Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, H 2 SO 3 kwas siarkowy, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).
W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.
Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.
Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.
Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.
W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.
Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.
Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazane końcówki nazw kwasów będą takie, gdy pierwiastek wykazuje najwyższą wartościowość (w cząsteczce kwasu świetna treść atomy tlenu). Jeśli element wykazuje niższa wartościowość, końcówka w nazwie kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.
Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeśli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie na sól innego, silniejszego kwasu wymagany kwas. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:
H2 + Cl2 → 2HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.
W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w postaci płynnej, jak i stan stały.
Właściwości chemiczne kwasów
Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.
Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z innymi chemikalia. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.
Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera pozostałość kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interakcja z metalami.
Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:
1. metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w szeregu działania metali musi znajdować się przed wodorem). Im dalej w lewo metal znajduje się w szeregu aktywności, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;
2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).
Kiedy wycieka reakcje chemiczne kwasy z metalami powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasami azotowymi i stężonymi kwasami siarkowymi):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!
blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.
Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków
Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo schemat klasyfikacji przedstawiony powyżej.
Jak widzimy, przede wszystkim dzielimy wszystkie substancje nieorganiczne prosty I złożony:
Proste substancje Są to substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład prostymi substancjami są wodór H2, tlen O2, żelazo Fe, węgiel C itp.
Wśród substancji prostych są metale, niemetale I Gazy szlachetne:
Metale utworzone przez pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.
Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne z grupy VIIIA.
Niemetale tworzą odpowiednio pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup bocznych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:
Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastków chemicznych, z których atomy są utworzone. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest powszechne. Alotropia jest zjawiskiem, gdy jeden pierwiastek chemiczny zdolne do tworzenia kilku prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków molekularnych o wzorach O 2 i O 3. Pierwsza substancja nazywana jest zwykle tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, z którego atomów się składa, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolną jej modyfikację alotropową, na przykład diament, grafit lub fulereny. Prostą substancję fosfor można rozumieć jako jej alotropowe modyfikacje, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.
Substancje złożone
Substancje złożone to substancje utworzone przez atomy dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych.
Na przykład substancjami złożonymi są amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.
Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:
Tlenki - substancje złożone utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.
Ogólny wzór tlenków można zapisać jako Ex x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.
Nazewnictwo tlenków
Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:
Na przykład:
Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO – tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)
Często można znaleźć informację, że w nawiasach podana jest wartościowość pierwiastka, lecz tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.
Jeśli pierwiastek chemiczny ma tylko jeden stopień pozytywny utlenianie w związkach, w którym to przypadku nie jest wskazany stopień utlenienia. Na przykład:
Na 2 O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO - tlenek cynku.
Klasyfikacja tlenków
Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzieli się odpowiednio na tworzące sól I nie tworzący soli.
Istnieje kilka tlenków nietworzących soli; wszystkie powstają z niemetali na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy pamiętać o liście tlenków nie tworzących soli: CO, SiO, N 2 O, NO.
Z kolei tlenki tworzące sól dzielą się na podstawowy, kwaśny I amfoteryczny.
Zasadowe tlenki Są to tlenki, które reagując z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do tlenków zasadowych zalicza się tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.
Tlenki kwasowe Są to tlenki, które reagując z zasadami (lub tlenkami zasadowymi) tworzą sole. Tlenkami kwasowymi są prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem nietworzących soli CO, NO, N 2 O, SiO, a także wszystkich tlenków metali na wysokim stopniu utlenienia (+5, +6 i +7).
Tlenki amfoteryczne nazywane są tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, i w wyniku tych reakcji tworzą sole. Tlenki takie mają charakter dualny kwasowo-zasadowy, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4, a także jako wyjątki tlenki BeO, ZnO, SnO i PbO.
Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sól. Na przykład chrom tworzy zasadowy tlenek CrO, tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i tlenek kwasowy CrO 3.
Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.
Powody
Powody - związki o wzorze Me(OH)x, gdzie X najczęściej równa 1 lub 2.
Klasyfikacja zasad
Zasady klasyfikuje się według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.
Zasady z jedną grupą hydroksylową, tj. nazywa się typ MeOH zasady monokwasowe, z dwiema grupami hydroksylowymi, tj. wpisz odpowiednio Me(OH) 2, dwukwas itp.
Zasady dzielimy również na rozpuszczalne (alkaliczne) i nierozpuszczalne.
Do alkaliów zalicza się wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, a także wodorotlenek talu TlOH.
Nazewnictwo zasad
Nazwa fundacji opiera się na następującej zasadzie:
Na przykład:
Fe(OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),
Cu(OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).
W przypadkach, gdy metal w substancjach złożonych ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazanie. Na przykład:
NaOH – wodorotlenek sodu,
Ca(OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.
Kwasy
Kwasy - substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.
Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A to reszta kwasowa.
Na przykład kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itp.
Klasyfikacja kwasów
Ze względu na liczbę atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:
- O kwasy zasadowe: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;
- D kwasy zasadowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;
- T kwasy rehozasadowe: H3PO4, H3BO3.
Należy zaznaczyć, że w przypadku kwasów organicznych liczba atomów wodoru najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład, kwas octowy o wzorze CH 3 COOH, pomimo obecności 4 atomów wodoru w cząsteczce, nie jest tetra-, ale jednozasadowy. Zasadowość kwasów organicznych zależy od liczby grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.
Ponadto, w oparciu o obecność tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) i zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.) . Nazywane są również kwasami zawierającymi tlen oksokwasy.
Możesz przeczytać więcej na temat klasyfikacji kwasów.
Nazewnictwo kwasów i reszt kwasów
Koniecznie poznaj poniższą listę nazw i wzorów kwasów i reszt kwasów.
W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.
Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja nazw systematycznych kwasów beztlenowych jest następująca:
Na przykład:
HF – kwas fluorowodorowy;
HCl – kwas solny;
H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy.
Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych opierają się na zasadzie:
Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.
Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się przez dodanie do nazwy pierwiastka kwasotwórczego różne przyrostki i zakończenia. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, wówczas nazwa takiego kwasu jest skonstruowana w następujący sposób:
Na przykład kwas siarkowy H 2 S +6 O 4, kwas chromowy H 2 Cr +6 O 4.
Wszystkie kwasy zawierające tlen można również zaliczyć do wodorotlenków kwasowych, ponieważ zawierają grupy hydroksylowe (OH). Można to zobaczyć na przykład na podstawie następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:
Zatem kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwasem azotowym - wodorotlenkiem azotu (V), kwasem fosforowym - wodorotlenkiem fosforu (V) itp. W tym przypadku liczba w nawiasach charakteryzuje stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Ten wariant nazw kwasów zawierających tlen może wydawać się dla wielu niezwykle nietypowy, ale czasami takie nazwy można znaleźć w rzeczywistości Ujednolicony egzamin państwowy KIMakh z chemii w zadaniach z klasyfikacji substancji nieorganicznych.
Wodorotlenki amfoteryczne
Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące dwojaką naturę, tj. zdolne do wykazywania zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.
Wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 są amfoteryczne (podobnie jak tlenki).
Ponadto, w drodze wyjątku, wodorotlenki amfoteryczne obejmują związki Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, pomimo stopnia utlenienia zawartego w nich metalu +2.
Dla amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie form orto i meta, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu(III) może występować w formie orto Al(OH)3 lub postaci meta AlO(OH) (metawodorotlenek).
Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasada, albo jako kwas. Na przykład:
Sole
Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.
Definicja przedstawiona powyżej opisuje skład większości soli, jednakże istnieją sole, które do niej nie wchodzą. Na przykład zamiast kationów metali sól może zawierać kationy amonowe lub ich pochodne organiczne. Te. sole obejmują związki takie jak na przykład (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamonu) itp.
Klasyfikacja soli
Z drugiej strony sole można uznać za produkty zastąpienia kationów wodorowych H + w kwasie innymi kationami lub za produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach (lub wodorotlenkach amfoterycznych) innymi anionami.
Przy całkowitej wymianie tzw przeciętny Lub normalna sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na2SO4 i przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 kwasowymi pozostałościami jonów azotanowych powstaje średnia (normalna) sól Ca(NO3)2.
Sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia kationów wodoru w kwasie dwuzasadowym (lub większej liczbie) kationami metali nazywane są kwasowymi. Zatem, gdy kationy wodoru w kwasie siarkowym nie zostaną całkowicie zastąpione kationami sodu, powstaje kwaśna sól NaHSO4.
Sole powstałe w wyniku niecałkowitego zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach dwukwasowych (lub większej liczbie) nazywane są zasadami. O mocne sole. Na przykład przy niepełnym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca(OH) 2 jonami azotanowymi powstaje zasada O sól klarowna Ca(OH)NO3.
Nazywa się sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu sole podwójne. Na przykład solami podwójnymi są KNaCO 3, KMgCl 3 itp.
Jeśli sól składa się z jednego rodzaju kationów i dwóch rodzajów reszt kwasowych, takie sole nazywa się mieszanymi. Na przykład sole mieszane to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl itp.
Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty zastąpienia kationów wodorowych w kwasach kationami metali lub produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach anionami reszt kwasowych. Są to sole złożone. Na przykład solami złożonymi są tetrahydroksozinian i tetrahydroksoglinian sodu o wzorach odpowiednio Na2 i Na. Sole złożone najczęściej można rozpoznać m.in. po obecności we wzorze nawiasów kwadratowych. Trzeba jednak zrozumieć, że aby substancja została zaklasyfikowana jako sól, musi zawierać pewne kationy inne niż (lub zamiast) H +, a aniony muszą zawierać pewne aniony inne niż (lub zamiast) OH - . Na przykład związek H2 nie należy do klasy soli złożonych, ponieważ gdy dysocjuje od kationów, w roztworze obecne są tylko kationy wodoru H +. Ze względu na rodzaj dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowego kwasu złożonego. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenkowych OH -, tj. należy go traktować jako kompleksową podstawę.
Nazewnictwo soli
Nazewnictwo soli średnich i kwaśnych
Nazwa soli średnich i kwaśnych opiera się na zasadzie:
Jeśli stopień utlenienia metalu w substancjach złożonych jest stały, nie jest to wskazane.
Nazwy reszt kwasowych podano powyżej, rozważając nomenklaturę kwasów.
Na przykład,
Na2SO4 - siarczan sodu;
NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;
CaCO 3 - węglan wapnia;
Ca(HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.
Nazewnictwo soli zasadowych
Nazwy głównych soli opierają się na zasadzie:
Na przykład:
(CuOH) 2 CO 3 - hydroksywęglan miedzi (II);
Fe(OH) 2 NO 3 - dihydroksonitan żelaza (III).
Nazewnictwo soli złożonych
Nazewnictwo związków złożonych jest znacznie bardziej skomplikowane i dla zdanie jednolitego egzaminu państwowego Nie musisz dużo wiedzieć o nomenklaturze soli złożonych.
Powinieneś umieć nazwać sole złożone otrzymane w wyniku reakcji roztworów alkalicznych z wodorotlenkami amfoterycznymi. Na przykład:
*Te same kolory we wzorze i nazwie oznaczają odpowiadające sobie elementy receptury i nazwy.
Trywialne nazwy substancji nieorganicznych
Przez nazwy trywialne rozumiemy nazwy substancji niezwiązane lub słabo powiązane z ich składem i strukturą. Z reguły ustalane są też trywialne nazwy powodów historycznych lub właściwości fizyczne lub chemiczne tych związków.
Lista trywialnych nazw substancji nieorganicznych, które musisz znać:
| Na 3 | kriolit |
| SiO2 | kwarc, krzemionka |
| FeS 2 | piryt, piryt żelazny |
| CaSO4 ∙2H 2O | gips |
| CaC2 | węglik wapnia |
| Al4C3 | węglik aluminium |
| KO | żrący potas |
| NaOH | soda kaustyczna, soda kaustyczna |
| H2O2 | nadtlenek wodoru |
| CuSO4 ∙5H 2O | siarczan miedzi |
| NH4Cl | amoniak |
| CaCO3 | kreda, marmur, wapień |
| N2O | gaz rozweselający |
| NIE 2 | brązowy gaz |
| NaHCO3 | soda oczyszczona (pitna). |
| Fe3O4 | żelazna skala |
| NH3 ∙H2O (NH4OH) | amoniak |
| WSPÓŁ | tlenek węgla |
| CO2 | dwutlenek węgla |
| SiC | karborund (węglik krzemu) |
| PH 3 | fosfina |
| NH 3 | amoniak |
| KClO3 | Sól Bertholeta (chloran potasu) |
| (CuOH)2CO3 | malachit |
| CaO | wapno palone |
| Ca(OH)2 | wapno gaszone |
| przezroczysty wodny roztwór Ca(OH) 2 | woda limonkowa |
| zawiesina stałego Ca(OH)2 w jego roztworze wodnym | mleko wapienne |
| K2CO3 | potaż |
| Na2CO3 | soda kalcynowana |
| Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O | soda kryształowa |
| MgO | magnezja |
Substancje złożone składające się z atomów wodoru i reszty kwasowej nazywane są kwasami mineralnymi lub nieorganicznymi. Pozostałością kwasową są tlenki i niemetale połączone z wodorem. Główną właściwością kwasów jest zdolność do tworzenia soli.
Klasyfikacja
Podstawowa formuła kwasy mineralne- H n Ac, gdzie Ac oznacza resztę kwasową. W zależności od składu reszty kwasowej wyróżnia się dwa rodzaje kwasów:
- tlen zawierający tlen;
- beztlenowy, składający się wyłącznie z wodoru i niemetalu.
Główną listę kwasów nieorganicznych według rodzaju przedstawiono w tabeli.
|
Typ |
Nazwa |
Formuła |
|
Tlen |
||
|
Azotowy |
||
|
Dichrom |
||
|
Jod |
||
|
Krzem - metakrzem i ortokrzem |
H 2 SiO 3 i H 4 SiO 4 |
|
|
Mangan |
||
|
Mangan |
||
|
Metafosforowy |
||
|
Arsen |
||
|
Ortofosforowy |
||
|
Siarkawy |
||
|
Tiosiarka |
||
|
Tetrationowy |
||
|
Węgiel |
||
|
Fosfor |
||
|
Fosfor |
||
|
Chlorawy |
||
|
Chlorek |
||
|
Podchlorany |
||
|
Chrom |
||
|
Cyjan |
||
|
Beztlenowy |
Fluorowodny (fluorowy) |
|
|
Solny (sól) |
||
|
Bromowodorowy |
||
|
jodowodorowy |
||
|
Siarkowodór |
||
|
Cyjanowodór |
Ponadto kwasy dzieli się ze względu na ich właściwości według następujących kryteriów:
- rozpuszczalność: rozpuszczalny (HNO 3, HCl) i nierozpuszczalny (H 2 SiO 3);
- zmienność: lotny (H 2 S, HCl) i nielotny (H 2 SO 4, H 3 PO 4);
- stopień dysocjacji: mocny (HNO 3) i słaby (H 2 CO 3).
Ryż. 1. Schemat klasyfikacji kwasów.
Do oznaczania kwasów mineralnych używa się tradycyjnych i banalnych nazw. Tradycyjne nazwy odpowiadają nazwie pierwiastka tworzącego kwas z dodatkiem morfemów -naya, -ovaya, a także -istaya, -novataya, -novataya, aby wskazać stopień utlenienia.
Paragon
Główne metody wytwarzania kwasów przedstawiono w tabeli.
Nieruchomości
Większość kwasów to ciecze o kwaśnym smaku. Kwasy wolframowe, chromowe, borowe i kilka innych są w stanie stałym, gdy normalne warunki. Niektóre kwasy (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) występują tylko w postaci roztworu wodnego i zaliczają się do słabych kwasów.
Ryż. 2. Kwas chromowy.
Kwasy - substancje czynne, reagując:
- z metalami:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
- z tlenkami:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
- z podstawą:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
- z solami:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O.
Wszystkim reakcjom towarzyszy tworzenie się soli.
Możliwa jest reakcja jakościowa ze zmianą koloru wskaźnika:
- lakmus zmienia kolor na czerwony;
- oranż metylowy – do różu;
- fenoloftaleina nie ulega zmianie.
Ryż. 3. Kolory wskaźników reakcji kwasu.
Właściwości chemiczne kwasów mineralnych są określone przez ich zdolność do dysocjacji w wodzie z utworzeniem kationów wodorowych i anionów reszt wodorowych. Kwasy, które nieodwracalnie reagują z wodą (całkowicie dysocjują) nazywane są mocnymi. Należą do nich chlor, azot, siarka i chlorowodór.
Czego się nauczyliśmy?
Kwasy nieorganiczne powstają z wodoru i reszty kwasowej, którą jest atom niemetalu lub tlenek. W zależności od charakteru pozostałości kwasowych kwasy dzielą się na beztlenowe i zawierające tlen. Wszystkie kwasy mają kwaśny smak i są zdolne do dysocjacji środowisko wodne(rozpadają się na kationy i aniony). Kwasy otrzymuje się z prostych substancji, tlenków i soli. Podczas interakcji z metalami, tlenkami, zasadami i solami kwasy tworzą sole.
Testuj w temacie
Ocena raportu
Średnia ocena: 4.4. Łączna liczba otrzymanych ocen: 120.
Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.
Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).
W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.
Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.
Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.
Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.
W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.
Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.
Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.
Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:
H2 + Cl2 → 2HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.
W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.
Właściwości chemiczne kwasów
Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.
Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.
Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera pozostałość kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interakcja z metalami.
Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:
1. metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w szeregu działania metali musi znajdować się przed wodorem). Im dalej w lewo metal znajduje się w szeregu aktywności, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;
2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).
Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc korepetytora zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!
stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.
