Klasifikácia anorganických látok s príkladmi zlúčenín
Teraz poďme analyzovať vyššie uvedenú klasifikačnú schému podrobnejšie.
Ako vidíme, v prvom rade sa všetky anorganické látky delia na jednoduché a zložité:
Jednoduché látky nazývať také látky, ktoré sú tvorené atómami iba jedného chemického prvku. Napríklad jednoduché látky sú vodík H 2, kyslík O 2, železo Fe, uhlík C atď.
Medzi jednoduchými látkami sa rozlišujú kovy, nekovya vzácne plyny:
Kovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod bór-astatínovou uhlopriečkou, ako aj všetkými prvkami nachádzajúcimi sa v bočných skupinách.
Ušľachtilé plyny tvorené chemickými prvkami skupiny VIIIA.
Nekovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad bór-astatickou uhlopriečkou, s výnimkou všetkých prvkov sekundárnych podskupín a vzácnych plynov nachádzajúcich sa v skupine VIIIA:
Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s názvami chemických prvkov, z ktorých atómov sú tvorené. Avšak pre mnoho chemických prvkov je fenomén ako alotropia rozšírený. Alotropia je jav, keď je jeden chemický prvok schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslík môžu existovať molekulárne zlúčeniny vzorcov O 2 a O 3. Prvá látka sa zvyčajne nazýva kyslík rovnakým spôsobom ako chemický prvok, ktorého atómy sa tvoria, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Jednoduchá látka uhlík môže znamenať ktorúkoľvek z jeho alotropických modifikácií, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Pod jednoduchou látkou fosfor možno rozumieť jeho alotropické modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosfor, čierny fosfor.
Komplexné látky
Komplexné látky sa nazývajú látky tvorené atómami dvoch alebo viacerých chemických prvkov.
Napríklad komplexnými látkami sú napríklad amoniak NH3, kyselina sírová H2S04, hasené vápno Ca (OH) 2 a nespočetné množstvo ďalších.
Medzi komplexnými anorganickými látkami sa rozlišuje 5 hlavných tried, a to oxidy, zásady, amfotérne hydroxidy, kyseliny a soli:
Oxidy - komplexné látky tvorené dvoma chemickými prvkami, z ktorých jeden je kyslík v oxidačnom stave -2.
Všeobecný vzorec oxidov je možné písať ako E x O y, kde E je symbolom ľubovoľného chemického prvku.
Názvoslovie oxidov
Názov oxidu chemického prvku je založený na princípe:
Napríklad:
Fe203 - oxid železitý; CuO - oxid meďnatý; N 2 O 5 - oxid dusnatý (V)
Často nájdete informácie, že valencia prvku je uvedená v zátvorkách, ale nie je to tak. Napríklad oxidačný stav dusíka N205 je +5 a valencia, napodiv, štyri.
Ak má chemický prvok v zlúčeninách jeden pozitívny oxidačný stav, potom sa oxidačný stav neuvádza. Napríklad:
Na20 - oxid sodný; H20 - oxid vodíka; ZnO je oxid zinočnatý.
Klasifikácia oxidov
Oxidy sa podľa svojej schopnosti tvoriť soli pri interakcii s kyselinami alebo zásadami rozdelia na soľotvorná a nesolotvorný.
Existuje len málo oxidov, ktoré netvoria soľ, všetky sú tvorené nekovmi v oxidačnom stave +1 a +2. Je potrebné pamätať na zoznam oxidov, ktoré netvoria soľ: CO, SiO, N20, NO.
Oxidy tvoriace soľ sa zase delia na hlavný, kyslé a amfotérny.
Základné oxidy nazývajú sa také oxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Medzi zásadité oxidy patria oxidy kovov v oxidačných stupňoch +1 a +2, s výnimkou oxidov BeO, ZnO, SnO, PbO.
Kyslé oxidy tieto sa nazývajú oxidy, ktoré pri interakcii s bázami (alebo bázickými oxidmi) tvoria soli. Oxidy kyselín sú prakticky všetky oxidy nekovov s výnimkou CO, NO, N 2 O, SiO, ktoré netvoria soľ, ako aj všetky oxidy kovov vo vysokom oxidačnom stupni (+5, +6 a +7).
Amfoterné oxidysa nazývajú oxidy, ktoré môžu reagovať s kyselinami aj zásadami a v dôsledku týchto reakcií vytvárajú soli. Takéto oxidy vykazujú dvojitú acidobázickú povahu, to znamená, že môžu vykazovať vlastnosti kyslých aj zásaditých oxidov. Amfoterné oxidy zahŕňajú oxidy kovov v oxidačných stavoch +3, +4, ako aj výnimočne oxidy BeO, ZnO, SnO, PbO.
Niektoré kovy môžu vytvárať všetky tri typy oxidov tvoriacich soli. Napríklad chróm vytvára bázický oxid CrO, amfotérny oxid Cr203 a kyslý oxid CrO3.
Ako vidíte, acidobázické vlastnosti oxidov kovov priamo závisia od oxidačného stavu kovu v oxide: čím vyšší je oxidačný stav, tým výraznejšie sú kyslé vlastnosti.
Nadácie
Nadácie - zlúčeniny so vzorcom formy Me (OH) x, kde x najčastejšie sa rovná 1 alebo 2.
Základná klasifikácia
Bázy sú klasifikované podľa počtu hydroxylových skupín v jednej štruktúrnej jednotke.
Bázy s jednou hydroxyskupinou, t.j. typu MeOH, tzv jednokyselinové zásady,s dvoma hydroxylovými skupinami, t.j. formy Me (OH) 2, v danom poradí, dvojkysatď.
Zásady sa tiež delia na rozpustné (zásady) a nerozpustné.
Medzi zásady patria výlučne hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj hydroxid tálnatý TlOH.
Základná nomenklatúra
Názov nadácie je založený na nasledujúcom princípe:
Napríklad:
Fe (OH) 2 - hydroxid železitý,
Hydroxid Cu (OH) 2 - meďnatý.
V prípadoch, keď má kov v komplexných látkach konštantný oxidačný stav, nemusí sa to uvádzať. Napríklad:
NaOH - hydroxid sodný,
Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý atď.
Kyseliny
Kyseliny - komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom.
Všeobecný vzorec pre kyseliny možno napísať ako H x A, kde H sú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom, a A je kyslý zvyšok.
Napríklad kyseliny zahŕňajú zlúčeniny ako H2S04, HCl, HN03, HN02 atď.
Klasifikácia kyselín
Podľa počtu atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom, sa kyseliny delia na:
- o spodné kyselinyHF, HCI, HBr, HI, HNO3;
- d kyseliny wuccinové: H2S04, H2S03, H2C03;
- t kyseliny rebazové: H 3 PO 4, H 3 BO 3.
Je potrebné poznamenať, že počet atómov vodíka v prípade organických kyselín najčastejšie neodráža ich zásaditosť. Napríklad kyselina octová so vzorcom CH3COOH nie je napriek prítomnosti 4 atómov vodíka v molekule štyri, ale jednosýtne. Zásaditosť organických kyselín je určená počtom karboxylových skupín (-COOH) v molekule.
Podľa prítomnosti kyslíka v molekulách sa kyseliny ďalej delia na bezkyslíkové (HF, HCl, HBr atď.) A obsahujúce kyslík (H2S04, HNO3, H3P04 atď.). Okysličené kyseliny sa tiež nazývajú oxokyseliny.
Môžete si prečítať viac o klasifikácii kyselín.
Názvoslovie kyselín a zvyškov kyselín
Nasledujúci zoznam názvov a vzorcov kyselín a kyslých zvyškov je nevyhnutné naučiť sa.
V niektorých prípadoch môže zapamätanie uľahčiť niekoľko nasledujúcich pravidiel.
Ako vidíte z tabuľky vyššie, štruktúra systematických názvov anoxických kyselín je nasledovná:
Napríklad:
HF - kyselina fluorovodíková;
HCl - kyselina chlorovodíková;
H2S - kyselina sírovodíková.
Názvy kyslých zvyškov anoxických kyselín sú založené na princípe:
Napríklad Cl - chlorid, Br - bromid.
Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sa získavajú pridaním rôznych prípon a koncov k názvu prvku tvoriaceho kyselinu. Napríklad ak má kyselinotvorný prvok v kyseline obsahujúcej kyslík najvyšší oxidačný stav, potom je názov takejto kyseliny zostavený takto:
Napríklad kyselina sírová H 2 S + 6 O 4, kyselina chrómová H 2 Cr + 6 O 4.
Všetky kyslíkaté kyseliny možno tiež klasifikovať ako kyslé hydroxidy, pretože v ich molekulách sa nachádzajú hydroxylové skupiny (OH). Toto je napríklad zrejmé z nasledujúcich grafických vzorcov pre niektoré okysličené kyseliny:
Kyselinu sírovú teda môžeme inak nazvať hydroxid sírový (VI), kyselina dusičná - hydroxid dusnatý (V), kyselina fosforečná - hydroxid fosforečný (V) atď. V tomto prípade číslo v zátvorkách charakterizuje oxidačný stav kyselinotvorného prvku. Tento variant názvov kyselín obsahujúcich kyslík sa mnohým môže zdať mimoriadne neobvyklý, ale príležitostne sa také názvy dajú nájsť v skutočných CMM USE v chémii pri úlohách klasifikácie anorganických látok.
Amfoterné hydroxidy
Amfoterné hydroxidy - hydroxidy kovov, ktoré majú dvojakú povahu, t.j. schopné vykazovať vlastnosti kyselín aj zásad.
Amfotérne sú hydroxidy kovov v oxidačných stavoch +3 a +4 (rovnako ako oxidy).
Ako výnimku tiež amfotérne hydroxidy zahŕňajú zlúčeniny Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 a Pb (OH) 2, a to napriek oxidačnému stavu kovu v nich +2.
Pre amfotérne hydroxidy tri- a štvormocných kovov je možná existencia orto- a meta-foriem, ktoré sa navzájom líšia jednou molekulou vody. Napríklad hydroxid hlinitý môže existovať v ortoforme Al (OH) 3 alebo v metaforme AlO (OH) (metahydroxid).
Pretože, ako už bolo spomenuté, amfoterné hydroxidy vykazujú vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad, je možné ich vzorec a názov napísať rôznymi spôsobmi: buď ako zásada alebo ako kyselina. Napríklad:
Soľ
Napríklad soli zahŕňajú zlúčeniny ako KCl, Ca (N03) 2, NaHC03 atď.
Vyššie uvedená definícia popisuje zloženie väčšiny solí, existujú však aj soli, ktoré pod ňu nespadajú. Napríklad namiesto kovových katiónov môže zloženie soli obsahovať amónne katióny alebo ich organické deriváty. Tých. soli zahŕňajú zlúčeniny, ako napríklad (NH4) 2S04 (síran amónny), + Cl - (metylamóniumchlorid) atď.
Klasifikácia solí
Na druhej strane je možné soli považovať za produkty nahradenia vodíkových katiónov H + v kyseline inými katiónmi alebo za produkty nahradenia hydroxidových iónov v zásadách (alebo amfotérnych hydroxidoch) inými aniónmi.
Pri kompletnej výmene tzv priemer alebo normálne soľ. Napríklad pri úplnom nahradení katiónov vodíka v kyseline sírovej katiónmi sodnými sa vytvorí priemerná (normálna) soľ Na2S04 a pri úplnom nahradení hydroxidových iónov v báze Ca (OH) 2 kyslými zvyškami dusičnanových iónov sa vytvorí priemerná (normálna) soľ. Ca (N03) 2.
Soli získané neúplným nahradením katiónov vodíka v dikyseline (alebo viacerých) katiónmi kovov sa nazývajú kyslé. Takže pri neúplnom nahradení katiónov vodíka v kyseline sírovej katiónmi sodnými vzniká kyslá soľ NaHS04.
Soli, ktoré vznikajú pri neúplnej substitúcii hydroxidových iónov v dvojkyslých (alebo viacerých) bázach, sa nazývajú zásadité očíre soli. Napríklad pri neúplnom nahradení hydroxidových iónov v báze Ca (OH) 2 dusičnanovými iónmi sa zásadité očíra soľ Ca (OH) NO 3.
Soli pozostávajúce z katiónov dvoch rôznych kovov a aniónov kyslých zvyškov iba jednej kyseliny sa nazývajú podvojné soli... Napríklad dvojité soli sú napríklad KNaCO3, KMgCl3 atď.
Ak je soľ tvorená jedným typom katiónu a dvoma druhmi kyslých zvyškov, tieto soli sa nazývajú zmiešané. Napríklad zmiešané soli sú Ca (OCl) Cl, CuBrCl atď.
Existujú soli, ktoré nespadajú pod definíciu solí ako produktov nahradenia vodíkových katiónov v kyselinách katiónmi kovov alebo produktov nahradenia hydroxidových iónov v zásadách aniónmi kyslých zvyškov. Ide o komplexné soli. Napríklad tetrahydroxozinát sodný a tetrahydroxoaluminát so vzorcom Na2, respektíve Na, sú komplexné soli. Komplexné soli, okrem iných, možno najčastejšie rozpoznať podľa hranatých zátvoriek vo vzorci. Malo by sa však chápať, že aby sa látka mohla zaradiť do skupiny solí, musí jej zloženie obsahovať akékoľvek katióny iné ako (alebo namiesto) H + a anióny musia obsahovať akékoľvek iné anióny ako (alebo namiesto) OH-. Napríklad zlúčenina H2 nepatrí do triedy komplexných solí, pretože počas jej disociácie z katiónov sú v roztoku prítomné iba vodíkové katióny H +. Podľa typu disociácie by sa táto látka mala skôr klasifikovať ako anoxická komplexná kyselina. Podobne zlúčenina OH nepatrí k soliam, pretože táto zlúčenina pozostáva z katiónov + a hydroxidových iónov OH -, t.j. treba to považovať za komplexný základ.
Názvoslovie soli
Názvoslovie stredných a kyslých solí
Názov stredných a kyslých solí je založený na princípe:
Ak je oxidačný stav kovu v komplexných látkach konštantný, potom to nie je uvedené.
Názvy zvyškov kyselín boli uvedené vyššie pri zvažovaní názvoslovia kyselín.
Napríklad
Na2S04 - síran sodný;
NaHS04 - hydrogénsíran sodný;
CaCO 3 - uhličitan vápenatý;
Ca (HCO 3) 2 - hydrogenuhličitan vápenatý atď.
Názvoslovie zásaditých solí
Názvy základných solí sú založené na princípe:
Napríklad:
(CuOH) 2C03 - hydroxykarbonát meďnatý;
Fe (OH) 2NO3 - dihydroxonitrát železitý.
Názvoslovie komplexných solí
Nomenklatúra zložitých zlúčenín je oveľa komplikovanejšia a na absolvovanie jednotnej štátnej skúšky nemusíte veľa vedieť z nomenklatúry komplexných solí.
Mali by ste byť schopní pomenovať komplexné soli získané interakciou alkalických roztokov s amfotérnymi hydroxidmi. Napríklad:
* Rovnaké farby vo vzorci a v názve označujú zodpovedajúce prvky vzorca a názvu.
Triviálne názvy anorganických látok
Triviálne názvy znamenajú názvy látok, ktoré nie sú spojené alebo sú slabo spojené s ich zložením a štruktúrou. Triviálne názvy sú zvyčajne spôsobené buď historickými dôvodmi, alebo fyzikálnymi alebo chemickými vlastnosťami týchto zlúčenín.
Zoznam triviálnych názvov anorganických látok, ktoré potrebujete vedieť:
| Na 3 | kryolit |
| SiO 2 | kremeň, oxid kremičitý |
| FeS 2 | pyrit, pyrit železitý |
| CaSO4 ∙ 2H20 | sadra |
| CaC2 | karbid vápnika |
| Al 4 C 3 | karbid hliníka |
| KOH | žieravý draslík |
| NaOH | lúh sodný, lúh sodný |
| H202 | peroxid vodíka |
| CuSO4 ∙ 5H20 | síran meďnatý |
| NH4CI | amoniak |
| CaCO 3 | krieda, mramor, vápenec |
| N20 | smejúci sa benzín |
| Č. 2 | hnedý plyn |
| NaHC03 | jedlá (pitná) sóda |
| Fe 3 O 4 | železná váha |
| NH3 ∙ H20 (NH4OH) | amoniak |
| CO | oxid uhoľnatý |
| CO 2 | oxid uhličitý |
| SiC | karborundum (karbid kremíka) |
| PH 3 | fosfín |
| NH3 | amoniak |
| KClO3 | bertholletova soľ (chlorečnan draselný) |
| (CuOH) 2C03 | malachit |
| CaO | nehasené vápno |
| Ca (OH) 2 | hasené vápno |
| číry vodný roztok Ca (OH) 2 | vápenná voda |
| suspenzia pevného Ca (OH) 2 v jeho vodnom roztoku | vápenné mlieko |
| K 2 CO 3 | potaš |
| Na2C03 | kalcinovaná sóda |
| Na2C03 ∙ 10H20 | kryštalická sóda |
| MgO | magnézia |
Kyseliny nazývajú sa komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov a zvyšky kyselín.
Podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na kyslík obsahujúce (H2S04 kyselina sírová, H2S03 kyselina sírová, HNO3 kyselina dusičná, H3P04 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina kremičitá) a anoxický (HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina sírovodíková H2S).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny existujú jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je monobázická, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4. – dvojsýtne atď.
Existuje veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom.
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva kyslý zvyšok.
Zvyšky kyselínmôžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - jedná sa o jednoduché kyslé zvyšky alebo môžu byť zo skupiny atómov (-S03, -P04, -SiO3) - jedná sa o komplexné zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa zvyšky kyselín počas výmeny a substitučných reakcií nezničia:
H2S04 + CuCl2 → CuS04 + 2 HCl
Slovo anhydridznamená bezvodý, to znamená kyselina bez vody. Napríklad
H2S04 - H20 → SO3. Kyseliny Anoxové neobsahujú anhydridy.
Názov kyseliny je odvodený od názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného prostriedku) s prídavkom koncoviek „naya“ a menej často „vay“: H 2 SO 4 - sírna; H2S03 - uhlie; H 2 SiO 3 - kremík atď.
Prvok môže vytvárať niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade budú označené konce v názve kyselín, keď bude mať prvok najvyššiu mocenstvo (molekula kyseliny má vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje najnižšiu mocenstvo, koniec v názve kyseliny bude „pravý“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.
Kyseliny je možné získať rozpustením anhydridov vo vode. Pokiaľ sú anhydridy nerozpustné vo vode, je možné kyselinu získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslík aj pre anoxické kyseliny. Kyseliny neobsahujúce kyslík sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Roztoky výsledných plynných látok HCl a H2S sú kyseliny.
Za normálnych podmienok sú kyseliny tekuté aj tuhé.
Chemické vlastnosti kyselín
Roztok kyselín ovplyvňuje ukazovatele. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sa dobre rozpúšťajú vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Indikátory sú látky zložitej štruktúry. Menia svoju farbu v závislosti na interakcii s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch - majú jednu farbu, v základných roztokoch - inú. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metylovej oranžovej sa zmení na červený, lakmusový indikátor tiež červený.
Interakcia s bázami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený kyslý zvyšok (neutralizačná reakcia):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H20.
Interakcia s oxidmi na báze s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá sa použila pri neutralizačnej reakcii:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interakcia s kovmi.
Pre interakciu kyselín s kovmi musia byť splnené určité podmienky:
1. kov musí byť dostatočne aktívny vo vzťahu k kyselinám (v rade aktivity kovu musí byť umiestnený pred vodíkom). Čím viac je kov vľavo od línie aktivity, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
2. kyselina musí byť dostatočne silná (tj. Schopná vydávať vodíkové ióny H +).
Pri chemických reakciách kyseliny s kovmi vzniká soľ a uvoľňuje sa vodík (s výnimkou interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Stále máte otázky? Chcete vedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.
Kyseliny- komplexné látky pozostávajúce z jedného alebo viacerých atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť atómami kovov, a zvyšky kyselín.
Klasifikácia kyselín
1. Podľa počtu atómov vodíka: počet atómov vodíka (n ) určuje zásaditosť kyselín:
n \u003d 1 jednozložkový
n \u003d 2 dvojsýtne
n \u003d 3 tri bázy
2. Podľa zloženia:
a) Tabuľka s kyselinami obsahujúcimi kyslík, kyslé zvyšky a zodpovedajúce kyslé oxidy:
|
Kyselina (H n A) |
Zvyšok kyseliny (A) |
Zodpovedajúci kyslý oxid |
|
H2S04 sírna |
Sulfát S04 (II) |
SO 3 oxid sírový (VI) |
|
Dusík HNO3 |
Dusičnan NO 3 (I) |
N 2 O 5 oxid dusnatý (V) |
|
HMnO 4 mangán |
Manganistan manganičitý |
Mn 2 O 7 oxid manganičitý (VII) |
|
H2SO3 siričitý |
Siričitan S03 (II) |
SO2 oxid sírový |
|
H 3 PO 4 ortofosforečná |
PO 4 (III) ortofosfát |
Oxid fosforečný (V) P 2 O 5 |
|
HNO 2 dusíkatý |
NO 2 (I) dusitany |
N 2 O 3 oxid dusnatý (III) |
|
Uhlie H 2 CO 3 |
Uhličitan CO 3 (II) |
CO 2 oxid uhoľnatý (IV) |
|
H 2 SiO 3 kremík |
Kremičitan SiO 3 (II) |
SiO2 oxid kremičitý (IV) |
|
HypСlO chlórnatý |
Chlórnan СlO (I) |
Сl 2 O chlórdioxid (I) |
|
HClO2 chlorid |
СlO 2 (I)chloritan |
Сl 2 O 3 chlór (III) oxid |
|
HClO3 chlór |
СlO 3 (I) chlorečnan |
Сl 2 O 5 chlórdioxid (V) |
|
HClO 4 chlór |
Chloristan СlO 4 (I) |
Сl 2 O 7 chlórdioxid (VII) |
b) Tabuľka anoxických kyselín
|
Kyselina (H n A) |
Zvyšok kyseliny (A) |
|
HCl chlorovodíková, chlorovodíková |
Cl (I) chlorid |
|
H2S sírovodík |
S (II) sulfid |
|
HBr bromovodík |
Br (I) bromid |
|
HI kyselina jodovodíková |
Ja (I) jodid |
|
HF fluorovodíková, fluorovodíková |
F (I) fluorid |
Fyzikálne vlastnosti kyselín
Mnoho kyselín, ako je kyselina sírová, dusičná, chlorovodíková, sú bezfarebné kvapaliny. tiež známe tuhé kyseliny: ortofosforečná, metafosforečnáHPO 3 boritý H 3 BO 3 ... Takmer všetky kyseliny sú rozpustné vo vode. Príkladom nerozpustnej kyseliny je kyselina kremičitáH 2 SiO 3 ... Kyselinové roztoky chutia kyslo. Napríklad kyseliny, ktoré obsahujú, dodajú kyselinám veľa ovocia. Preto aj názvy kyselín: citrónová, jablčná atď.
Metódy výroby kyselín
|
anoxický |
okysličené |
|
HCl, HBr, HI, HF, H2S |
HNO 3, H 2 SO 4 a ďalšie |
|
ZÍSKAVANIE |
|
|
1. Priama interakcia nekovov H2 + Cl2 \u003d 2 HCl |
1. Oxid kyseliny + voda \u003d kyselina S03 + H20 \u003d H2S04 |
|
2. Reakcia výmeny medzi soľou a menej prchavou kyselinou 2 NaCI (TV) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCI |
|
Chemické vlastnosti kyselín
1. Zmeňte farbu indikátorov
|
Názov indikátora |
Neutrálne prostredie |
Kyslé prostredie |
|
Lakmus |
fialový |
Červená |
|
Fenolftaleín |
Bezfarebný |
Bezfarebný |
|
Metyl oranžová |
Oranžová |
Červená |
|
Univerzálny indikátorový papier |
Oranžová |
Červená |
2. Reagujte s kovmi v rozsahu aktivity do H 2
(okrem HNO 3 -Kyselina dusičná)
Video "Interakcia kyselín s kovmi"
Ja + KYSELINA \u003d SOĽ + H 2 (str. substitúcia)
Zn + 2 HCl \u003d ZnCl2 + H2
3. So základnými (amfotérnymi) oxidmi - oxidy kovov
Video "Interakcia oxidov kovov s kyselinami"
Me x Oy + KYSELINA \u003d SOLI + H20 (str. výmena)
4. Reagujte s bázami – neutralizačná reakcia
KYSELINA + ZÁKLAD \u003d SOĽ + H 2 O (str. výmena)
H3P04 + 3 NaOH \u003d Na3P04 + 3 H20
5. Reagujte so soľami slabých prchavých kyselín - ak sa tvorí, zráža alebo uvoľňuje plyn:
2 NaCI (TV) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCI ( r . výmena )
Video "Interakcia kyselín so soľami"
6. Rozklad kyselín obsahujúcich kyslík pri zahriatí
(okrem H 2 TAK 4 ; H 3 PO 4 )
KYSELINA \u003d OXID KYSELINY + VODA (str. rozklad)
Pamätajte!Nestabilné kyseliny (uhličité a sírne) - rozkladajú sa na plyn a vodu:
H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2
Kyselina sírovodíková vo výrobkoch uvoľnené ako plyn:
CaS + 2HCI \u003d H2S + Ca.Cl 2
ÚLOHY NA UKOTVENIE
# 1. Chemické vzorce kyselín rozdeľte do tabuľky. Dajte im mená:
LiOH, Mn207, CaO, Na3P04, H2S, MnO, Fe (OH) 3, Cr203, HI, HCl04, HBr, CaCl2, Na20, HCl, H2SO 4, HNO3, HMn04, Ca (OH) 2, Si02, kyseliny
Démon-kyslý
príbuzní
Obsahujúce kyslík
rozpustný
nerozbitný
jeden-
hlavný
dvojhlavý
trojhlavý
# 2. Vytvorte reakčné rovnice:
Ca + HCl
Na + H2S04
Al + H2S
Ca + H 3 PO 4
Aké sú reakčné produkty?
Č. 3. Vytvorte reakčné rovnice, pomenujte produkty:
Na20 + H2C03
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe203 + H2S04
Č. 4. Zostavte rovnice pre reakcie interakcie kyselín s bázami a soľami:
KOH + HNO3
NaOH + H2S03
Ca (OH) 2 + H2S
Al (OH) 3 + HF
HCl + Na2Si03
H2S04 + K2CO3
HNO3 + CaCO3
Aké sú reakčné produkty?
SIMULÁTORY
Cvičebný stroj číslo 1. „Vzorce a názvy kyselín“
Cvičebný stroj číslo 2. "Mapovanie: kyslý vzorec - vzorec oxidu"
Bezpečnostné opatrenia - Prvá pomoc pri kontakte s pokožkou s kyselinami
Bezpečnostná technológia -
