Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a kyslého zvyšku sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslým zvyškom sú oxidy a nekovy spojené s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť vytvárať soli.
klasifikácia
Základný vzorec minerálnych kyselín je Hn Ac, kde Ac je kyslý zvyšok. V závislosti od zloženia kyslého zvyšku sa rozlišujú dva typy kyselín:
- kyslík obsahujúci kyslík;
- bez kyslíka, skladajúci sa iba z vodíka a nekovu.
Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.
|
Typ |
názov |
vzorec |
|
kyslík |
||
|
dusíkaté |
||
|
dichromic |
||
|
JODIČNÝ |
||
|
Kremík - metakremičitý a ortokremičitý |
H 2 SiO 3 a H 4 SiO 4 |
|
|
mangán |
||
|
mangán |
||
|
metafosforečnej |
||
|
arzén |
||
|
trihydrogénfosforečná |
||
|
sírnatý |
||
|
Thiosernaya |
||
|
tetration |
||
|
uhlie |
||
|
fosforový |
||
|
fosfát |
||
|
chlorečnej |
||
|
chlorid |
||
|
chlórna |
||
|
chróm |
||
|
kyanogénny |
||
|
bez kyslíka |
Fluorovodík (fluorovodíkový) |
|
|
Chlorovodíková (chlorovodíková) |
||
|
bromovodíková |
||
|
Jód vodík |
||
|
Sírovodík |
||
|
kyanovodíková |
Okrem toho sú kyseliny podľa svojich vlastností klasifikované podľa nasledujúcich charakteristík:
- rozpustnosť: rozpustný (HNO3, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
- prchavosť: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
- stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).
Obrázok: 1. Schéma klasifikácie kyselín.
Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý vytvára kyselinu, s prídavkom morfemického, -ovického a tiež -step -sladkého -zvuku, ktorý označuje oxidačný stav.
príjem
Hlavné metódy získavania kyselín sú uvedené v tabuľke.
vlastnosti
Väčšina kyselín sú kyslé kvapaliny. Volfrámová, chrómová, boritá a niekoľko ďalších kyselín je za normálnych podmienok v tuhom stave. Niektoré kyseliny (H2C03, H2S03, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú to slabé kyseliny.
Obrázok: 2. Kyselina chrómová.
Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:
- s kovmi:
Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;
- s oxidmi:
CaO + 2HCl \u003d CaCl2 + H20;
- na základe:
H2S04 + 2KOH \u003d K2S04 + 2H20;
- so soľami:
Na2C03 + 2HCl \u003d 2NaCl + C02 + H20.
Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.
Kvalitatívna reakcia je možná so zmenou farby indikátora:
- lakmus sčervená;
- metylová oranžová - ružová;
- fenolftaleín sa nemení.
Obrázok: 3. Farby indikátorov v interakcii s kyselinou.
Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené schopnosťou disociácie vo vode za tvorby vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré nenávratne reagujú s vodou (úplne disociujú), sa nazývajú silné. Patria sem chlór, dusík, síra a chlorovodík.
Čo sme sa naučili?
Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorý je nekovový alebo oxidový. V závislosti od povahy kyslého zvyšku sa kyseliny klasifikujú na bezkyslíkaté a obsahujúce kyslík. Všetky kyseliny majú kyslastú chuť a sú schopné disociácie vo vodnom prostredí (rozkladajú sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov, solí. Pri interakcii s kovmi tvoria oxidy, zásady, soli, kyseliny.
Test podľa témy
Posúdenie správy
Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet prijatých hodnotení: 120.
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 prostý a komplexné:
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-astatínovou 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. Jednoduchú látku fosfor možno chápať ako 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 tvoriaci soľ a non-tvoriaci soľ.
Existuje len málo oxidov, ktoré netvoria soľ, všetky sú tvorené nekovmi v oxidačných stavoch +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 amfotérne.
Základné oxidy nazývajú sa také oxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Medzi zásadité oxidy patria oxidy kovov v oxidačnom stave +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 a tiež ako výnimky oxidy BeO, ZnO, SnO, PbO.
Niektoré kovy môžu vytvárať všetky tri typy oxidov tvoriacich soli. Napríklad chróm tvorí bázický oxid CrO, amfoterný 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.
základy
základy - 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. sa nazývajú druhy MeOH jednokyselinové zásady,s dvoma hydroxylovými skupinami, t.j. formy Me (OH) 2, v danom poradí, dve kyselinyatď.
Zásady sa ďalej delia na rozpustné (alkalické) 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 (II).
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 je možné nahradiť 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 tiež kyseliny delia na anoxické (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 trojmocných 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 uvedené, amfoterné hydroxidy vykazujú jednak vlastnosti kyselín, ako aj zásady, je možné ich vzorec a názov napísať tiež 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. Tie. 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 priemerný 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 zásade 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 zlúčeniny 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 sodná soľ tetrahydroxozinátu a tetrahydroxoaluminátu 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 na to, aby mohla byť látka klasifikovaná ako soľ, musí obsahovať akékoľvek katióny iné ako (alebo namiesto) H + a anióny musia obsahovať akékoľvek anióny iné 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 hlavných solí sú založené na princípe:
Napríklad:
(CuOH) 2C03 - hydroxykarbonát meďnatý;
Fe (OH) 2N03 - dihydroxonitrát železitý.
Názvoslovie komplexných solí
Nomenklatúra komplexných 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 |
Zvážte najbežnejšie kyslé vzorce vo vzdelávacej literatúre:
Je ľahké vidieť, že všetky kyslé vzorce sú spojené prítomnosťou atómov vodíka (H), ktorá je vo vzorci prvá.
Stanovenie valencie kyslých zvyškov
Z vyššie uvedeného zoznamu je zrejmé, že počet týchto atómov sa môže líšiť. Kyseliny obsahujúce iba jeden atóm vodíka sa nazývajú monobázické (dusičná, chlorovodíková a ďalšie). Kyselina sírová, uhličitá a kremičitá sú dvojsýtne, pretože ich zloženie obsahuje dva atómy H. Molekula kyseliny trihydrogenfosforečnej obsahuje tri atómy vodíka.
Množstvo H vo vzorci teda charakterizuje zásaditosť kyseliny.
Tento atóm alebo skupina atómov, ktoré sa zapisujú za vodík, sa nazývajú kyslé zvyšky. Napríklad v kyseline sírovodíkovej zvyšok pozostáva z jedného atómu - S a z fosforečnej, sírovej a mnohých ďalších - z dvoch a jedným z nich je nevyhnutne kyslík (O). Na tomto základe sú všetky kyseliny rozdelené na kyslík obsahujúce a anoxické.
Každý kyslý zvyšok má špecifickú valenciu. Rovná sa počtu atómov H v molekule tejto kyseliny. Valencia zvyšku HCl sa rovná jednej, pretože ide o monobázickú kyselinu. Zvyšky kyseliny dusičnej, chloristej a dusitej majú rovnakú valenciu. Valencia zvyšku kyseliny sírovej (SO4) je dve, pretože v jeho vzorci sú dva atómy vodíka. Zvyšok kyseliny fosforečnej je trojmocný.
Zvyšky kyselín - anióny
Okrem valencie majú zvyšky kyselín náboje a sú to anióny. Ich náboje sú uvedené v tabuľke rozpustnosti: CO 3 2−, S2−, Cl - atď. Upozorňujeme: náboj kyselinového zvyšku je číselne rovnaký ako jeho valencia. Napríklad v kyseline kremičitej, ktorej vzorec je H2S03, má kyslý zvyšok SiO3 valenciu rovnú II a náboj 2. Ak teda poznáme náboj kyslého zvyšku, je ľahké určiť jeho valenciu a naopak.
Zhrnúť. Kyseliny - zlúčeniny tvorené atómami vodíka a kyslými zvyškami. Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie možno uviesť ešte jednu definíciu: kyseliny sú elektrolyty, v roztokoch a taveninách ktorých sú vodíkové katióny a anióny kyslých zvyškov.
narážky
Chemické vzorce kyselín sa zvyčajne učia naspamäť, rovnako ako ich názvy. Ak ste zabudli, koľko atómov vodíka sa nachádza v konkrétnom vzorci, ale viete, ako vyzerajú jeho zvyšky kyselín, pomôže vám tabuľka rozpustnosti. Poplatok zvyšku sa zhoduje v module s valenciou a to - s množstvom H. Napríklad si pamätáte, že zvyšok kyseliny uhličitej je CO 3. Podľa tabuľky rozpustnosti určujete, že jeho náboj je 2, čo znamená, že je dvojmocný, to znamená, že kyselina uhličitá má vzorec H2C03.
Často dochádza k nejasnostiam v prípade vzorcov obsahujúcich síru a síru, ako aj kyselinu dusičnú a dusitú. Aj tu je jeden moment, ktorý si uľahčuje zapamätanie: názov tejto kyseliny z dvojice, v ktorej je viac atómov kyslíka, končí na -na (sírová, dusičná). Kyselina s menším počtom atómov kyslíka vo vzorci má názov končiaci na -čistý (sírový, dusný).
Tieto tipy však pomôžu, iba ak ste oboznámení s kyslými receptúrami. Zopakujme ich ešte raz.
kyseliny nazývajú sa komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo vymenené za atómy kovu a kyslý zvyšok.
Podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na kyslík obsahujúci (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 chlorovodíková (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina sírovodíková H2S).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú monobázické (s 1 H atómom), dvojsytné (s 2 H atómami) a tribázické (s 3 H atómami). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je monobázická, pretože jej molekula má jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4. – dvojsytný 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) - sú to jednoduché kyslé zvyšky alebo môžu byť zo skupiny atómov (-S03, -P04, -SiO3) - sú to komplexné zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa kyslé zvyšky počas výmenných a substitučných reakcií nezničia:
H2S04 + CuCl2 → CuS04 + 2 HCI
Slovo anhydrid"Bezvodá" znamená bezvodú, to znamená kyselinu bez vody. Napríklad,
H2S04 - H20 → S03. Bezvodé kyseliny neobsahujú anhydridy.
Názov kyseliny je odvodený od názvu kyselinotvorného prvku (okysľovača) s prídavkom koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírna; H2S04 - 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 (v molekule kyseliny je vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje najnižšiu valenciu, koncovka v názve kyseliny bude „true“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.
Kyseliny sa môžu získať rozpustením anhydridov vo vode. V prípade, že sú anhydridy nerozpustné vo vode, je možné kyselinu získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslík aj 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 kovových aktivít 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 sa tvorí soľ a uvoľňuje sa vodík (s výnimkou interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 N02 + 2 H20.
Stále máte otázky? Chcete vedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je zadarmo!
s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.
