Kyseliny a ich mená. Kyseliny: Klasifikácia a chemické vlastnosti

7. Kyseliny. Soli. Vzťah medzi triedou anorganických látok

7.1. Kyselina

Kyseliny sú elektrolyty, počas disociácie, z ktorého sú iba vodíkové katióny H + vytvorené ako pozitívne nabité ióny (presnejšie - hydroxy ióny H3O +).

Ďalšia definícia: Kyseliny sú zložité látky pozostávajúce z atóm vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).

Tabuľka 7.1.

Formuláry a mená niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí

Vzorca kyseliny	Názov kyseliny	Kyslý zvyšok (anión)	Názov solí (médium)
HF.	Fluorid Hydrofluoric (zástrčka)	F -	Fluoridy
Hcl	Hydrochlorický (soľ)	Cl -	Chlorida
HBR	Bromid vodík	Br -	Bromids
AHOJ	Jodobyolovna	I -	Jodidi.
H 2 S.	Sírovodík	S 2-	Sulfida
H 2 SO 3	Sár	Takže 3 2 -	Sulfity
H 2 SO 4	Síra	Takže 4 2 -	Sulfáty
HNO 2.	Azorný	Č. 2 -	Nitrit
HNO 3.	Dusičný	Č	Dusičnan
H 2 Sio 3	Silikón	Sio 3 2 -	Silikát
HPO 3.	Metafosfor	Po 3 -	Metafosfát
H 3 PO 4	Ortofosfor	Po 4 3 -	Ortofosfáty (fosfáty)
H4P 2 O 7	Pyrofosforečný (dvojvrstvový)	P 2 O 7 4 -	Pyrofosfáty (difosfáty)
HMNO 4.	Mangán	MNO 4 -	Permanita
H 2 CRO 4	Chróm	CRO 4 2 -	Chromat
H 2 CR 2 O 7	Dichróm	CR 2 O 7 2 -	Dichromáty (Bichróm)
H 2 SEO 4	Selérny	SEO 4 2 -	Selenaments
H 3 BO 3	narodený	Bo 3 3 -	Ortoborates
Hclo.	Chlornoty	Clo -	Chloristi
Hclo 2.	Chloritý	CLO 2 -	Chlorit
Hclo 3.	Chlorna	CLO 3 -	Chloroval
HclO 4.	Chlór	CLO 4 -	Chloristami
H 2 CO 3	Uhlie	CO 3 3 -	Uhličitan
CH3 COOH	Acetický	CH 3 COO -	Acetata
HCOOH	Mizerný	Hccoo -	Tvoriť

Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné látky (H3P04, H3 BO3, H2 Si03) a kvapaliny (HNO3, H2S04, CH3COOH). Tieto kyseliny môžu existovať individuálne (100%) a vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad individuálne aj roztoky sú známe H2S04, HNO3, H3PO4, CH3COOH.

Rad kyselín sú známe len v roztokoch. Toto je všetky halogénové generovanie (HCl, HBr, HI), sírovodík H2S, kyanogénny (sinyl HCN), uhlie H2C03, síromózny H2SO 3 kyselina, ktoré sú roztokom plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmesou HCl a H20, uhlie - Zmes C02 a H20. Je zrejmé, že výraz "roztok kyseliny chlorovodíkovej" je nesprávne.

Väčšina kyselín rozpustných vo vode, nerozpustná kyselina kremičitá H2 SiO3. Ohromujúci počet kyselín má molekulárnu štruktúru. Príklady štruktúrnych vzorcov kyselín:

Vo väčšine molekúl kyselín obsahujúcich kyslík sú všetky atómy vodíka spojené s kyslíkom. Existujú však výnimky:

Kyseliny sú klasifikované pre rad funkcií (tabuľka 7.2).

Tabuľka 7.2.

Kyslá klasifikácia

Znamenie klasifikácie	Typ kyseliny	Príklady
Počet iónov vodíka vytvorených počas úplnej disociácie molekuly kyseliny	Monasulárny	HCL, HNO 3, CH3COOH
	Pochybný	H 2 SO 4, H 2 S, H 2 CO 3
	Trojnásobný	H 3 PO 4, H 3 ASO 4
Dostupnosť alebo neprítomnosť v molekule atómov kyslíka	Kyslíka obsahujúci (hydroxidy kyseliny, oxokosloty)	HNO 2, H2 SiO 3, H 2 SO 4
Dostupnosť alebo neprítomnosť v molekule atómov kyslíka	Cheklesless	HF, H 2 S, HCN
Stupeň disociácie (výkon)	Silné (úplne disociované, silné elektrolyty)	HCL, HBR, HI, H 2 SO 4 (RSS), HNO3, HCLO 3, HCLO 4, HMNO 4, H2R 2 O 7
Stupeň disociácie (výkon)	Slabé (Dissociate čiastočne, slabé elektrolyty)	HF, HNO 2, H2SO 3, HCOOH, CH3COH, 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 (uzatvára)
Oxidačné vlastnosti	Oxidifikátory na úkor iónov H + (podmienečne nekamisové kyseliny)	HCL, HBR, HI, HF, H 2 SO 4 (RSS), H 3 PO 4, CH3COOH
	Oxidifikátory v dôsledku aniónom (oxidačné kyseliny)	HNO 3, HMNO 4, H 2 SO 4 (CONC), H2R 2 O 7
	Reštaurácie na úkor aniónov	HCL, HBR, HI, H 2S (ale nie HF)
Tepelná stabilita	Existujú len v riešeniach	H2CO3, H2SO 3, HCLO, HCLO 2
	Pri zahrievaní sa ľahko rozloží	H2S03, HNO3, H2 SiO 3
	Termicky stabilný	H 2 SO 4 (Záverečné), H 3 PO 4

Všetky spoločné chemické vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou v ich vodných roztokoch nadbytok vodíkových katiónov H + (H3O +).

1. Vzhľadom na nadbytok iónov H + vodných roztokov, kyseliny zmenia farbu fialového lakusu a metylovínu na červenej farbe (fenolphthalein obraz sa nezmení, zostáva bezfarebný). V vodnom roztoku slabej uhoľnej kyseliny nie je lacmus červený, a ružový, roztok nad sedimentom veľmi slabej kyseliny kremičitej nezmení farbu indikátorov.

2. Kyseliny interagujú s hlavnými oxidmi, bázami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri CH. 6).

Príklad 7.1. Na vykonávanie transformácie BAO → BASO 4, môžete použiť: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na2S04; d) SO 3.

Rozhodnutia. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:

BAO + H2S04 \u003d BASO 4 ↓ + H20

BAO + SO 3 \u003d BASO 4

Na2S04 s BAO nereaguje a v BAO reakcii s SO2, vytvorí sa siričitan bárnatý:

BAO + SO 2 \u003d BASO 3

Odpoveď: 3).

3. Kyseliny reagujú s amoniakom a vodnými roztokmi s tvorbou amónnych solí:

HCl + NH3 \u003d NH4CI - chlorid amónny;

H2S04 + 2NH3 \u003d (NH4) 2 SO 4 - síran amónny.

4. Kyslé non-oxidanty za vzniku solí a uvoľňovanie vodíka reaguje s kovmi umiestnenými v rade aktivity na vodík:

H 2 SO 4 (RSS) + FE \u003d FESO 4 + H2

2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2

Interakcia oxidačných činidiel (HNO3, H2S04 (Konc)) s kovmi je veľmi špecifická a uvažovaná pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.

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

a) Vo väčšine prípadov, pri interakcii silnejšej kyseliny so slabšou soli kyseliny, je vytvorená soľ slabej kyseliny a slabá kyselina alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina sa vytlačí slabšie. Takto vyzerá rad kníh silových kyselín:

Príklady vyskytujúcich sa reakcií:

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NACL + H20 + CO 2

H2C03 + Na2 SiO3 \u003d Na2CO3 + H2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 \u003d 2CH 3 COUCH + H 2 O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 \u003d 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Nepretehajte navzájom navzájom, napríklad KCL a H2S04 (RSS), NANO 3 a H2S04 (RSS), K2S04 a HCl (HNO3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2CO3, CH3 Cook a H2C03;

b) V niektorých prípadoch slabšia kyselina sa vytlačí silnejšiu soľ:

CUSO 4 + H2S \u003d CUS ↓ + H2S04

3Agno 3 (RSC) + H3PE4 \u003d AG 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Takéto reakcie sú možné, keď sa zrazeniny solí nerozpustí v výsledných zriedených silných kyselinách (H2S04 a HNO3);

c) v prípade zrážok, nerozpustných kyselín, reakcia je možná medzi silnou kyselinou a soľou tvorenou inou silnou kyselinou: \\ t

BACl2 + H2S04 \u003d BASO 4 ↓ + 2HCl

BA (NO 3) 2 + H2S04 \u003d BASO 4 ↓ + 2HO 3

AgNO 3 + HCl \u003d AgCL ↓ + HNO3

Príklad 7.2. Uveďte číslo, v ktorom sú vzorce uvedené, ktoré reagujú s H2SO 4 (RSC).

1) Zn, Al203, KCl (P-P); 3) NANO 3 (P-P), Na2S, NAF; 2) Cu (OH) 2, K2C03, AG; 4) Na2S03, Mg, Zn (OH) 2.

Rozhodnutia. S H 2 SO 4 (RSC), všetky látky riadku 4) interagujú:

Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + H20 + SO 2

Mg + H2S04 \u003d MgS04 + H2

ZN (OH) 2 + H2S04 \u003d ZNSO 4 + 2H 2 O

V sérii 1) je reakcia s KCL (P-P) nepravdepodobná, v riadku 2) - s AG, v riadku 3) - s NANO 3 (P-P).

Odpoveď: 4).

6. Koncentrovaná kyselina sírová sa správa veľmi špecificky v fyziologických reakciách. Je to nestabilná a tepelne stabilná kyselina, teda z tuhých (!) Solí, všetky silné kyseliny vytesňuje, pretože sú volatilnejšie ako H2S04 (KONTROKOVANIE):

KCL (TV) + H 2 SO 4 (Záverečné) KHSO 4 + HCL

2KCL (TV) + H 2 SO 4 (Záverečný) K 2 SO 4 + 2HCL

Soli vytvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO3, HCLO 4) reagujú len s koncentrovanou kyselinou sírovou a len v pevnom stave

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

3) KNO 3 (TV);

Rozhodnutia. S KF, Na2C03 a Na3P04, obe kyseliny reagujú a s KNO3 (TV) - len H2S04 (konc.).

Odpoveď: 3).

Spôsoby získania kyselín sú veľmi rôznorodé.

Ťažké kyseliny Získajte:

rozpustenie vo vode zodpovedajúcich plynov:

HCI (g) + H20 (g) → HCI (P-P)

H 2S (g) + H20 (g) → H 2S (P-P)

zo solí extrúziou so silnejšími alebo menej prchavými kyselinami: \\ t

FES + 2HCl \u003d FECL 2 + H 2S

KCL (TV) + H2S04 (UKONČIL) \u003d KHSO 4 + HCL

Na2S03 + H2S04 NA 2 SO 4 + H 2 SO 3

Kyslíkové kyseliny obsahujúce Získajte:

rozpustenie zodpovedajúcich oxidov kyselín vo vode a stupeň oxidácie prvku tvoriaceho kyselinu v oxide a kyseliny zostáva rovnaký (výnimka - č. 2):

N2O5 + H2O \u003d 2NO 3

SO 3 + H20 \u003d H 2 SO 4

P205 + 3H 2O 2H 3 PO 4

oxidácia nekovových kyselín oxidačnými kyselinami:

S + 6HNO3 (CONCATEN) \u003d H2S04 + 6NO 2 + 2H 2O

s výtlakom závažnej kyseliny zo soli iných silnej kyseliny (ak je zrazenina nerozpustná vo výsledných kyselinách):

BA (NO 3) 2 + H2S04 (RSC) \u003d BASO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl \u003d AgCL ↓ + HNO3

odoberanie prchavej kyseliny zo svojich solí menej prchavej kyseliny.

Na tento účel je najčastejšie používaný bez voľného času tepelne stabilnej koncentrovanej kyseliny sírovej:

NANO 3 (TV) + H 2 SO 4 (Záverečný) NaHSO 4 + HNO3

KCLO 4 (TV) + H 2 SO 4 (Záverečný) KHSO 4 + HCLO 4

posunutie slabšej kyseliny zo svojich solí so silnejšou kyselinou: \\ t

CA3 (PO 4) 2 + 3H2S04 \u003d 3CASO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NANO 2 + HCL \u003d NaCl + HNO 2

K2 SiO 3 + 2HBR \u003d 2KBR + H2 SiO 3 ↓

Kyseliny Vyzývajú sa komplexné látky, zloženie molekúl, ktoré zahŕňajú atómy vodíka, schopné nahradiť alebo vymeniť na atómy kovov a zvyšok kyseliny.

Podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule kyseliny sú rozdelené do kyslíka obsahujúceho (H2S04 kyselina sírová, H2S04 SUNDERY Kyselina, HNO 3 kyselina dusičná, H3P04 kyselina fosforečná, H2CO3 Kyselina uhlia, H2 SiO 3 Kyslová kyselina kremičitá) a bezdodlivý (HF fluorid kyselina, kyselina HCInchloridová kyselina (kyselina chlorovodíková), kyselina HBr brómomrogénová, HI jódochemická kyselina, kyselina H2S kyselina sírovodíková).

V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny kyslej kyseliny, jednej osi (s 1H atómom), dvomi osou (s 2H atómami) a trojosou (s 3H atómami). Napríklad kyselina dusičná HNO3 je mono-nula, pretože v molekule je jeden atóm vodíka, kyselina sírová H2S04 – dvojročné, atď.

Anorganické zlúčeniny obsahujúce štyri atómy vodíka, ktoré sú schopné nahradiť kov, veľmi málo.

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.

Zvyšok kyselinymôže sa skladať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I -I) - to sú jednoduché kyslé zvyšky a môžu byť zo skupiny atómov (-S03, -PO4, -SIO3) sú komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa vo vodných roztokoch neodmietajú zvyšky kyselín:

H 2 SO 4 + CUCL 2 → CUSO 4 + 2 HCI

Anhydrid slovoznamená to bezvodé, to znamená, že kyselina bez vody. Napríklad,

H 2 SO 4 - H20 → SO 3. Hlučné anhydridové kyseliny nemajú.

Názov kyseliny sa získa z názvu kyseliny zložky prvku (tvorca kyselín) s pridaním uplynutí "Naya" a menej bežne "spôsobom": H2S04 - síra; H 2 SO 3 - uhlie; H2 Sio 3 - Silikón atď.

Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade budú uvedené konce v menách kyselín, keď prvok vykazuje najvyššiu valenciu (v molekule kyseliny, veľký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšie valence, koniec v mene kyseliny bude "scribble": HNO3 - dusík, HNO2 je dusík.

Kyseliny sa môžu získať rozpustením anhydridov vo vode. V prípade, že anhydridy vo vode nie sú rozpustné, kyselina sa môže získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soli potrebnej kyseliny. Táto metóda je charakteristická pre kyslík a oxygénne kyseliny. Kysličníkové kyseliny sa tiež získajú priamou syntézou vodíka a nekovom, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode: \\ t

H2 + Cl 2 → 2 HCI;

H 2 + S → H 2 S.

Roztoky získaných plynných látok HCl a H2S sú kyseliny.

Pod bežnými kyselinami v tekutom aj pevnom stave.

Chemické vlastnosti kyselín

Roztoky kyselín pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kremíka) sú dobre rozpustné vo vode. Špeciálne látky - Ukazovatele vám umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Ukazovatele sú látkou komplexnej štruktúry. Zmenia si maľbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych riešeniach - majú jednu farbu, v roztokoch základne - ďalšie. Pri interakcii s kyselinou, menia svoju farbu: metyl oranžový indikátor je natretý červenou farbou, indikátor laktovania je tiež červená.

Interakciu s dôvodmi s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje zvyšok konštantnej kyseliny (neutralizačná reakcia):

H2S04 + CA (OH) 2 → CASO 4 + 2 H20.

Interakcia so založenými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje zvyšok kyseliny kyseliny, ktorý sa použil v neutralizačnej reakcii:

H 3 PO 4 + FE 2O 3 → 2 FEPO 4 + 3 H20.

Komunikovať s kovmi. Pre interakciu kyselín s kovmi sa musia vykonať niektoré podmienky: \\ t

1. Kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v množstve kovovej aktivity, malo by byť umiestnené na vodík). Vľavo je kov v rade aktivity, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;

2. Kyselina by mala byť dostatočne silná (to znamená, že môže dávať vodíkové ióny H +).

S prúdom chemických reakcií s kovmi s kovmi sa produkuje vodík a vodík sa rozlišuje (s výnimkou interakcie kovov s dusičnými a koncentrovanými kyselinami sírovej):

ZN + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CUNO 3 + 2 NO 2 + 2 H20 O.

Máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc učiteľa -.
Prvá lekcia je zadarmo!

blog.SET, s plným alebo čiastočným kopírovaním materiálu odkazu na pôvodný zdroj.

Klasifikácia anorganických látok s príkladmi pripojení

Teraz analyzujeme vyššie uvedenú schému klasifikácie podrobnejšie.

Ako vidíme, predovšetkým všetky anorganické látky sú rozdelené do jednoduchý a sofistikovaný:

Jednoduché látky Takéto látky, ktoré sú tvorené atómami len jedného chemického prvku. Napríklad jednoduché látky sú vodík H2, kyslík o 2, železo Fe, uhlík c atď.

Medzi jednoduchými látkami sa rozlišujú kovy, neetallaa noblené plyny:

Kovov. Tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod uhlopriečkou bor-Astat, ako aj všetky prvky v bočných skupinách.

Noblené plyny Tvorené chemickými prvkami skupiny VIIII.

Neetalla Tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad uhlopriečkou BOR-ASTAT, s výnimkou všetkých prvkov bočných podskupín a šľachtických plynov umiestnených v skupine VIIIA:

Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s menami chemických prvkov, ktorých sú vytvorené atómy. Avšak, pre mnohé chemické prvky, takýto fenomén ako alromatropy je rozšírený. Allhotropia sa nazýva fenomén, keď je jeden chemický prvok schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslíka je možná existencia molekulových zlúčenín s vzorcami O 2 a O 3. Prvá látka sa nazýva kyslík rovnakým spôsobom ako chemický prvok, ktorých sa vytvorí a druhá látka (O 3) je zvyčajná, aby sa ozval ozón. Pod jednou látkou môže byť uhlík implikovaná ktoroukoľvek z jeho alrotropných modifikácií, napríklad diamantov, grafitov alebo fulléna. Pod jednoduchou látkou fosforu sa môže pochopiť jeho alrotropné modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosforu, čierny fosfor.

Sofistikované látky

Komplexné látky Nazývané látky tvorené atómami dvoch alebo viacerých chemických prvkov.

Napríklad komplexné látky sú amoniak NH3, kyselina sírová H2S04, nenávidená vápno CA (OH) 2 a nespočetné množstvo.

Medzi komplexné anorganické látky sa rozlišujú 5 hlavných tried, menovite oxidy, báz, amfotérnych hydroxidov, kyselín a solí:

Oxidy. - Komplexné látky tvorené dvoma chemickými prvkami, z ktorých jeden z nich je kyslík do oxidácie -2.

Celkový vzorec oxidov môže byť zaznamenaný ako E x o y, kde E je symbolom chemického prvku.

Oxid nomenklatúry

Názov oxidu chemického prvku je založený na princípe:

Napríklad:

Oxid Fe 2 O 3 - železo (III); CuO - oxid meďnatý (II); N2O5 - oxid dusíka (V)

Často nájdete informácie, že je element valence indikovaný v zátvorkách, ale nie je to tak. Tak napríklad stupeň oxidácie dusíka N2O5 je +5 a valencia, zvláštne, sa rovná štyrom.

V prípade, že chemický prvok má jediný pozitívny stupeň oxidácie v zlúčeninách, v tomto prípade nie je špecifikovaný stupeň oxidácie. Napríklad:

Na2O - oxid sodný; H20 - oxid vodíka; ZNO - oxid zinočnatý.

Klasifikácia oxidov

Oxidy pre ich schopnosť tvoriť soli pri interakcii s kyselinami alebo základmi sú rozdelené podľa predaj a neskutočný.

Netvorné oxidy sú trochu, všetky sú tvorené nekovovými materiálmi stupňa oxidácie +1 a +2. Mal by sa spomenúť na zoznam non-tvorených oxidov: CO, Sio, N2O, NO.

Oxidy tvoriace soľ sú rozdelené do Údržba, kyslý a amfotérový.

Hlavné oxidy Nazývajú takéto oxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Hlavné oxidy zahŕňajú oxidy kovov v stupni oxidácie +1 a +2, s výnimkou Beo, ZnO, SNO, PBO oxidy.

Oxid kyseliny Nazývajú takéto oxidy, ktoré pri interakcii s bázou (alebo hlavnými oxidmi) tvoria soli. Oxidy kyselín sú takmer všetky nekovové oxidy s výnimkou non-forming CO, NO, N2O, SiO, ako aj všetky oxidy kovov vo vysokých stupňoch oxidácie (+5, +6 a +7).

Amfotérne oxidyhovoria oxidy, ktoré môžu reagovať s oboma kyselinami a zásadami, a v dôsledku týchto reakcií tvaru solí. Takéto oxidy ukazujú duálny charakter kyseliny, to znamená, že môžu byť vlastnosti kyslých aj hlavných oxidov. Amfotérne oxidy zahŕňajú oxidy kovov v stupňoch oxidácie +3, +4, ako aj výnimky beo, ZnO, SNO, pBO oxidu.

Niektoré kovy môžu tvoriť všetky tri typy oxidov tvoriacich soľ. Napríklad chróm tvorí hlavný Croxid, CR2O3 amfotérny oxid a kyselinu kyselinu CRO3.

Ako je možné vidieť, kyseliny-bázické vlastnosti oxidov kovov sú priamo závislé od stupňa oxidácie kovov v oxide: čím väčší je stupeň oxidácie, tým silnejšie sú vlastnosti kyseliny vyjadrené.

Základ

Základ - Zlúčeniny so vzorcom ME (OH) X, kde x. Najčastejšie sa rovná 1 alebo 2.

Klasifikácia nadácií

Základy sú klasifikované v množstve hydroxových skupín v jednej konštrukčnej jednotke.

Základne s jednou hydroxyo skupinou, t.j. Druh Meoh, volal jednotné výnosy,s dvoma skupinami Hydroxo, t.j. Ja (oh) 2, resp Dvojsemienatď.

Tiež sú zásady rozdelené na rozpustné (alkalické) a nerozpustné.

Alkalissee zahŕňa výhradne alkalické a alkalické hydroxidy, ako aj hydroxidové hydroxidy TLOH.

Dôvody nomenklatúry

Názov nadácie je založený na nasledujúcej zásade:

Napríklad:

Fe (OH) 2 - hydroxid železa (II), \\ t

Cu (OH) 2 - hydroxid meďnatý (II).

V prípadoch, keď má kov v zložitých látkach konštantný stupeň oxidácie, nemusí to označiť. Napríklad:

NaOH - hydroxid sodný,

Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý atď.

Kyselina

Kyselina - Komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom.

Všeobecný vzorec kyselín sa môže zaznamenať ako HX A, kde H je atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom a A je kyslý zvyšok.

Napríklad kyseliny zahŕňajú zlúčeniny, ako je H2S04, HCl, HNO3, HNO2 atď.

Kyslá klasifikácia

Počet atómov vodíka, ktorý je schopný nahradiť kov, sú kyseliny rozdelené na:

- o hydové kyseliny: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;

- D. búrlivé kyselinyH2S04, H2S03, H2C03;

- T. rehostory: H 3 PO 4, H 3 BO 3.

Treba poznamenať, že počet atómov vodíka v prípade organických kyselín najčastejšie neodráža ich zásaditosť. Napríklad kyselina octová s CH3 COOH vzorec, napriek prítomnosti 4 atómov vodíka v molekule, nie je štvor-, ale mono-blok. Základnosť organickej kyseliny sa stanoví množstvom karboxylových skupín (-COOH) v molekule.

Taktiež podľa kyslíka v kyslíkových molekúl sú rozdelené do kyslíka bez obsahu kyslíka (HF, HCl, HBr, atď.) A kyslík obsahujúci (H2S04, HNO3, H3P4, atď.). Nazývajú sa tiež kyseliny obsahujúce kyslík okoxové kyseliny.

Podrobnejšie o klasifikácii kyselín je možné čítať.

Kyseliny nomenklatúry a zvyšky kyselín

Malo by sa naučiť nasledujúci zoznam titulov a vzorcov kyselín a zvyškov kyselín.

V niektorých prípadoch môže uľahčiť niekoľko nasledovných pravidiel.

Ako možno vidieť z vyššie uvedenej tabuľky, konštrukcia systematických názvov kyselín oxygénnych je nasledovná:

Napríklad:

Kyselina HF-fluorid;

Kyselina HCl-chloridová;

H2S je kyselina sírovodíková.

Názvy kyslých zvyškov oxygénnych kyselín sú založené na princípe:

Napríklad CL - - - chlorid, Brómid.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sa pripravia pridaním do názvu prvku tvoriaceho kyselín rôznych prípony a koncov. Napríklad, ak má prvok tvoriaceho kyselinu v kyseline obsahujúcej kyslík vyšší stupeň oxidácie, potom je názov takejto kyseliny postavený takto:

Napríklad kyselina sírová H2S +6O4, kyselina chrómová H2CR +6O 4.

Všetky kyseliny obsahujúce kyslík môžu byť tiež klasifikované ako hydroxidy kyseliny, pretože vo svojich molekulách sa detegujú hydroxochroupts (OH). To je napríklad zrejmé z nasledujúcich grafických vzorcov pre niektoré kyseliny obsahujúce kyslík:

Tak, kyselina sírová môže byť inak pomenovaná ako hydroxid sírnu (VI), kyselina dusičná - hydroxid dusík (V), kyselina fosforečná - hydroxid fosforečný (V), atď. Zároveň číslo v zátvorkách charakterizuje stupeň oxidácie prvku tvoriaceho kyselinu. Tento variant názvov kyselín obsahujúcich kyslík sa môže zdať mimoriadne nezvyčajné, ale príležitostne takéto mená možno nájsť v skutočných Kimmes skúšky v chémii v úlohách o klasifikácii anorganických látok.

Amfotérické hydroxidy

Amfotérické hydroxidy - kovové hydroxidy ukazujúce duálnu povahu, t.j. Schopné vykonávať vlastnosti kyselín a vlastností bázy.

Amfoterické sú hydroxidy kovov v oxidácii stupňov +3 a +4 (ako aj oxidy).

Ako výnimky z amfotérnych hydroxidov sú (OH) 2, ZN (OH) 2, SN (OH) 2 a PB (OH) 2 sú zlúčeniny, napriek stupňu oxidácie kovov v nich +2.

U amfotérnych hydroxidov troch a tetravalných kovov, existencia orto a meta-formy sa od seba navzájom líšia pre jednu molekulu vody. Napríklad hydroxid hlinitý (III) môže existovať v alto-forme al (OH) 3 alebo meta-forme ALO (OH) (metagidroxid).

Vzhľadom k tomu,, ako už bolo uvedené, amfotérne hydroxidy sa objavujú ako vlastnosti kyselín a vlastností báz, ich vzorec a názov môže byť tiež zaznamenaný rôznymi spôsobmi: buď ako na báze alebo ako v kyseline. Napríklad:

Sololi.

Soli zahŕňajú napríklad také zlúčeniny ako KCl, CA (NO 3) 2, NaHC03 atď.

Vyššie uvedená definícia opisuje zloženie väčšiny solí, ale existujú soli, ktoré nespadajú pod ním. Napríklad namiesto katiónov kovov môžu soli zahŕňať amóniové katióny alebo organické deriváty. Tí. Soli zahŕňajú zlúčeniny, ako je napríklad (NH4) 2SO 4 (síran amónny), + Cl - (metyllamóniumchlorid) atď.

Klasifikácia solí

Na druhej strane sa soli môžu považovať za produkty na substitúciu vodíkových katiónov H + v kyseline na iných katióne alebo ako produkty nahradenia hydroxidových iónov v báz (alebo amfotérnych hydroxidoch) na iné anióny.

V úplnej výmene tzv. stredný alebo normálny Soli. Napríklad, s úplnou substitúciou vodíkových katiónov v kyseline sírovej na sodíkových katióny, je vytvorená priemerná (normálna) soľ Na2S04 a s plnou náhradou hydroxidových iónov na báze Ca (OH) 2, priemer Na kyslých zvyškoch nitrátových iónov je vytvorená soľou. CA (NO 3) 2.

Soli získané neúplnou výmenou vodíkových katiónov v dvojcej osi (alebo viac) kyseliny na kovoch sa nazývajú kyselinou. Pri nekompletnej výmene vodíkových katiónov v kyseline sírovej sa na sodíkových katiónoch vytvorí kyselina NaHSO 4.

Soli, ktoré sú vytvorené v prípade neúplnej výmeny hydroxidových iónov v dvojlôžkových (alebo viacerých) základoch osoli. Napríklad, s neúplnou výmenou hydroxidových iónov na báze Ca (OH) 2, formy nitrátových iónov osALT CA (OH) NO 3.

Soli pozostávajúce z dvoch rôznych kovov a aniónov kyselinových zvyškov len jednej kyseliny sa nazývajú dvojité soli. Takže napríklad dvojité soli sú KNACO 3, KMGCL 3, atď.

Ak je soľ tvorená jedným typom katiónu a dva typy kyselín zvyškov, takéto soli sa nazývajú zmiešané. Napríklad zmiešané soli sú CA (OCL) Cl, CUBRCl atď. Zmiešané soli.

Existujú soli, ktoré nespadajú pod stanovenie solí ako produkty na výmenu vodíkových katiónov v kyselinách na kovové katióny alebo produkty nahradenia hydroxidových iónov v bázach pre anióny kyslých zvyškov. Toto sú komplexné soli. Komplexné soli sú napríklad tetrahydroxycinat- a tetrahydroxyalkuminátové soli s vzorcami Na2 a Na. Rozpoznať komplexné soli, okrem iného, \u200b\u200bnajčastejšie v prítomnosti hranatých zátvoriek vo vzorci. Je však potrebné pochopiť, že látka môže byť pripisovaná triede solí, jej kompozícia by mala obsahovať akékoľvek katióny, s výnimkou (alebo namiesto) H +, a od aniónov by mali byť akékoľvek anióny okrem (alebo namiesto toho ) Oh. Zlúčenina H2 sa napríklad netýka triedy komplexných solí, pretože s jeho disociovaním z katiónov v roztoku sú len vodíkové katióny H +. Typom disociácie by sa táto látka mala skôr klasifikovať ako kyslíková kyslá kyselina. Podobne, soli neobsahujú OH zlúčeninu, pretože Táto zlúčenina sa skladá z caions + a OH hydroxid iónov -, t.j. Mala by sa považovať za komplexnú základňu.

Nomenklatúra solí

Nomenklatúra stredných a kyslých solí

Názov stredných a kyslých solí je založený na princípe:

Ak je stupeň oxidácie kovov v komplexných látkach konštantný, neznamená to.

Názvy zvyškov kyselín boli uvedené vyššie pri zvažovaní nomenklatúry kyselín.

Napríklad,

Na2S04 - síran sodný;

Noha 4 - hydrosulfát sodný;

CaCO 3 - uhličitan vápenatý;

Ca (HCO 3) 2 - bikarbonát vápenatý atď.

Nomenklatúra základných solí

Názvy hlavných solí sú založené na princípe:

Napríklad:

(CUOH) 2 CO 3 - hydroxokarbonát meďnatý (II);

Fe (OH) 2 NO 3 je dikidroxonitrát železa (III).

Nomenklatúra komplexných solí

Nomenklatúra komplexných zlúčenín je oveľa zložitejšia, a nie je potrebné vedieť veľa z nomenklatúry komplexných solí.

Mali by sa volania komplexné soli získané interakciou alkalických roztokov s amfotérnymi hydroxidmi. Napríklad:

* Rovnaké farby vo vzore a názov označujú zodpovedajúce prvky vzorca a titulu.

Triviálne názvy anorganických látok

Pod triviálnymi menami nie sú názvy látok súvisiace ani slabo spojené s ich zložením a štruktúrou. Triviálne názvy sú splatné, spravidla buď historické dôvody buď fyzikálnymi alebo chemickými vlastnosťami týchto pripojení.

Zoznam triviálnych mien anorganických látok, ktoré potrebujú vedieť:

Na 3.	kryolit
Sio 2.	kremenný, oxid kremičitý
2.	pyrit, železo cole
CASO 4 ∙ 2H 2 O	svorka
CAC2	karbid vápenatý
Al 4 C 3	hliníkový karbid
Koh.	žiaden
NaOH.	lúh sodný
H 2 O 2	peroxid vodíka
CUSO 4 ∙ 5H 2 O	medený kuner
NH4 Cl.	nasharyar
CAKO 3.	krieda, mramor, vápenec
N 2 O.	smiech plynu
Č.	hnedý plyn
NaHCO 3.	potraviny (pitie) sóda
Fe 3 O 4	Železo okal
NH3 ∙ H20 (NH4OH)	amoniak
Co.	oxid uhoľnatý
CO 2.	oxid uhličitý
Sicko	carbarund (karbid kremíka)
PH 3.	fosfín
NH3.	amoniak
KCLO 3.	bertoletová soľ (draslík chlorat)
(CUOH) 2 CO 3	mamachit
CAO.	kľukatý
CA (OH) 2	hasné vápno
transparentný vodný roztok CA (OH) 2	vápenná voda
pevná Ca (OH) 2 suspenzia vo vodnom roztoku	vápno
K 2 CO 3	potaš
Na 2 CO 3	soda kalcinovaná
Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O	krištáľová sóda
MgO.	magnézia

Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a zvyšku kyseliny sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslý zvyšok je oxidy a nekovové kovy, spojené s vodíkom. Hlavným vlastnosťou kyselín je schopnosť tvoriť soli.

Klasifikácia

Hlavným vzorcom minerálnych kyselín je HN AC, kde AC je zvyšok kyseliny. V závislosti od zloženia kyselinového zvyšku sa izolujú dva typy kyselín:

kyslík obsahujúci kyslík;
afektívne, pozostávajúce len z vodíka a nemetalla.

Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.

*Typ*	*názov*	*Vzorec*
Kyslík
	Azorný

	Dichróm

	Jódnova
	Silikón - metacremy a orthocreamium	H2 SiO 3 a H4 SiO 4
	Mangán
	Mangantsevoy
	Metafosfor
	Arzén
	Ortofosfor

	Sár
	Tioseric
	Tetrationova
	Uhlie
	Fosfor
	Fosforečný

	Chlorna
	Chloritý
	Chlornoty
	Chróm
	Cyanaya
Cheklesless	Fluorofluoric (Zabytočné)
	Herbonic (soľ)
	BROMOOMOMODNAYA
	Jódodorodnaya
	Sírovodík
	Kyanogénny

Okrem toho, v súlade s vlastnosťami kyseliny, sú klasifikované podľa nasledujúcich funkcií:

rozpustnosť: rozpustný (HNO3, HCl) a nerozpustný (H2 Si03);
volatilita: Prchavé (H2S, HCI) a neprchavé (H2S04, H3P04);
stupeň disociácie: Silný (HNO 3) a slabý (H2CO 3).

Obr. 1. Klasifikačná schéma kyselín.

Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu s pridaním morfému, a tiež, -nible, -notable na označenie stupňa oxidácie.

Získavanie

Základné spôsoby získania kyselín sú uvedené v tabuľke.

Vlastnosť

Väčšina kyselín - kvapalina s kyslou chuťou. Volfrám, chróm, borice a niekoľko ďalších kyselín sú v pevnom stave za normálnych podmienok. Niektoré kyseliny (H2C03, H2S03, HCLO) existujú len vo forme vodného roztoku a patria do slabých kyselín.

Obr. 2. Kyselina chrómová.

Kyseliny - účinné látky reagujúce:

s kovmi:
Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;
s oxidmi:
CaO + 2HCl \u003d CaCl2 + H20;
založené:
H2S04 + 2KOH \u003d K2S04 + 2H20;
so solimi:
Na2CO3 + 2HCl \u003d 2NACL + CO 2 + H20.

Všetky reakcie sú sprevádzané solí.

Kvalitná reakcia so zmenou farby indikátora je možná:

lacmus je natretý červenou farbou;
metyl-oranžová - v ružovej;
fenolftalein sa nemení.

Obr. 3. Farba ukazovateľov v interakcii kyseliny.

Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené schopnosťou disociovať vo vode s tvorbou vodíkových katiónov a vodíkových zvyškových aniónov. Kyseliny reagujúce s vodou nezvratne (úplne disociované) sa nazývajú silné. Patrí medzi ne chlór, dusnatý, síra a chlorid.

Čo vieme?

Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a zvyškom kyseliny, ktoré sú nekovové atómy alebo oxid. V závislosti od povahy zvyšku kyseliny sa kyselina klasifikuje do kyslíka bez kyslíka a kyslíka. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopní disociovať vo vodnom prostredí (rozpadať sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov, solí. Pri interakcii s kovmi, oxidy, bázy, kyseliny soli tvoria soli.

Test na tému

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Získané celkové hodnotenia: 120.

Kyseliny Vyzývajú sa komplexné látky, zloženie molekúl, ktoré zahŕňajú atómy vodíka, schopné nahradiť alebo vymeniť na atómy kovov a zvyšok kyseliny.

Anorganické zlúčeniny obsahujúce štyri atómy vodíka, ktoré sú schopné nahradiť kov, veľmi málo.

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.

Zvyšok kyselinymôže sa skladať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I -I) - to sú jednoduché kyslé zvyšky a môžu byť zo skupiny atómov (-S03, -PO4, -SIO3) sú komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa vo vodných roztokoch neodmietajú zvyšky kyselín:

H 2 SO 4 + CUCL 2 → CUSO 4 + 2 HCI

Anhydrid slovoznamená to bezvodé, to znamená, že kyselina bez vody. Napríklad,

H 2 SO 4 - H20 → SO 3. Hlučné anhydridové kyseliny nemajú.

Názov kyseliny sa získa z názvu kyseliny zložky prvku (tvorca kyselín) s pridaním uplynutí "Naya" a menej bežne "spôsobom": H2S04 - síra; H 2 SO 3 - uhlie; H2 Sio 3 - Silikón atď.

H2 + Cl 2 → 2 HCI;

H 2 + S → H 2 S.

Roztoky získaných plynných látok HCl a H2S sú kyseliny.

Pod bežnými kyselinami v tekutom aj pevnom stave.

Chemické vlastnosti kyselín

Roztoky kyselín pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kremíka) sú dobre rozpustné vo vode. Špeciálne látky - Ukazovatele vám umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Interakciu s dôvodmi s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje zvyšok konštantnej kyseliny (neutralizačná reakcia):

H2S04 + CA (OH) 2 → CASO 4 + 2 H20.

Interakcia so založenými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje zvyšok kyseliny kyseliny, ktorý sa použil v neutralizačnej reakcii:

H 3 PO 4 + FE 2O 3 → 2 FEPO 4 + 3 H20.

Komunikovať s kovmi. Pre interakciu kyselín s kovmi sa musia vykonať niektoré podmienky: \\ t

2. Kyselina by mala byť dostatočne silná (to znamená, že môže dávať vodíkové ióny H +).

S prúdom chemických reakcií s kovmi s kovmi sa produkuje vodík a vodík sa rozlišuje (s výnimkou interakcie kovov s dusičnými a koncentrovanými kyselinami sírovej):

ZN + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CUNO 3 + 2 NO 2 + 2 H20 O.

Máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomocníka - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

miesto, s plným alebo čiastočným kopírovaním materiálu odkazu na pôvodný zdroj.