Mineralinių rūgščių lentelė. Kai kurių neorganinių rūgščių ir druskų pavadinimai

7. Rūgštys. Druska. Ryšys tarp neorganinių medžiagų klasių

7.1. Rūgštys

Rūgštys yra elektrolitai, kuriems disociuojant susidaro tik vandenilio katijonai H + kaip teigiamai įkrauti jonai (tiksliau, vandenilio jonai H 3 O +).

Kitas apibrėžimas: rūgštys yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš vandenilio atomo ir rūgšties liekanų (7.1 lentelė).

7.1 lentelė

Kai kurių rūgščių, rūgščių likučių ir druskų formulės ir pavadinimai

Normaliomis sąlygomis rūgštys gali būti kietos (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) ir skystos (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Šios rūgštys gali egzistuoti tiek atskirai (100% forma), tiek praskiestų ir koncentruotų tirpalų pavidalu. Pavyzdžiui, H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, CH 3 COOH yra žinomi tiek atskirai, tiek tirpaluose.

Nemažai rūgščių žinomos tik tirpaluose. Tai visi vandenilio halogenidai (HCl, HBr, HI), vandenilio sulfidas H 2 S, vandenilio cianidas (vandenilio cianido HCN), anglies H 2 CO 3, sieros H 2 SO 3 rūgštis, kurios yra dujų tirpalai vandenyje. Pavyzdžiui, druskos rūgštis yra HCl ir H 2 O mišinys, anglies rūgštis yra CO 2 ir H 2 O mišinys. Akivaizdu, kad vartoti posakį „druskos rūgšties tirpalas“ yra neteisinga.

Dauguma rūgščių tirpsta vandenyje. Silicio rūgštis H 2 SiO 3 yra netirpi. Didžioji dauguma rūgščių turi molekulinę struktūrą. Rūgščių struktūrinių formulių pavyzdžiai:

Daugumoje deguonies turinčių rūgšties molekulių visi vandenilio atomai yra prijungti prie deguonies. Tačiau yra išimčių:

Rūgštys klasifikuojamos pagal daugybę savybių (7.2 lentelė).

7.2 lentelė

Rūgščių klasifikacija

Visos bendrosios cheminės rūgščių savybės atsiranda dėl to, kad jų vandeniniuose tirpaluose yra perteklinio vandenilio katijonų H + (H 3 O +).

1. Dėl H + jonų pertekliaus vandeniniai rūgščių tirpalai pakeičia lakmuso violetinės ir metiloranžinės spalvos spalvą į raudoną (fenolftaleinas nekeičia spalvos ir išlieka bespalvis). Vandeniniame silpnos anglies rūgšties tirpale lakmusas yra ne raudonas, o rožinis, esantis virš labai silpnos silicio rūgšties nuosėdų, indikatorių spalvos visiškai nekeičia.

2. Rūgštys sąveikauja su baziniais oksidais, bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais, amoniako hidratu (žr. 6 skyrių).

7.1 pavyzdys.

Transformacijai BaO → BaSO 4 atlikti galite naudoti: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.

Sprendimas. Transformaciją galima atlikti naudojant H2SO4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 nereaguoja su BaO, o reaguojant BaO su SO 2 susidaro bario sulfitas:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Atsakymas: 3).

3. Rūgštys reaguoja su amoniaku ir jo vandeniniais tirpalais, sudarydamos amonio druskas:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl – amonio chloridas;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonio sulfatas.

4. Neoksiduojančios rūgštys reaguoja su metalais, esančiais aktyvumo serijoje iki vandenilio, sudarydamos druską ir išskiriant vandenilį:

H 2 SO 4 (praskiestas) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Oksiduojančių rūgščių (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) sąveika su metalais yra labai specifinė ir į ją atsižvelgiama tiriant elementų ir jų junginių chemiją.

5. Rūgštys sąveikauja su druskomis. Reakcija turi keletą savybių:

a) dažniausiai stipresnei rūgščiai reaguojant su silpnesnės rūgšties druska susidaro silpnos rūgšties druska ir silpnoji rūgštis arba, kaip sakoma, stipresnė rūgštis išstumia silpnesnę. Rūgščių stiprumo mažėjimo serija atrodo taip:

Pasireiškusių reakcijų pavyzdžiai:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

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 + 2 K 3 PO 4 = 3 K 2 SO 4 + 2 H 3 PO 4

Nesąveikauja tarpusavyje, pavyzdžiui, KCl ir H 2 SO 4 (praskiestas), NaNO 3 ir H 2 SO 4 (praskiestas), K 2 SO 4 ir HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 ir H2CO3, CH3COOK ir H2CO3;

b) kai kuriais atvejais silpnesnė rūgštis iš druskos išstumia stipresnę:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Tokios reakcijos galimos, kai susidariusių druskų nuosėdos netirpsta susidariusiose atskiestose stipriose rūgštyse (H 2 SO 4 ir HNO 3);

c) susidarius nuosėdoms, kurios netirpios stipriose rūgštyse, gali įvykti reakcija tarp stiprios rūgšties ir kitos stiprios rūgšties suformuotos druskos:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

7.2 pavyzdys.

Sprendimas. Visos 4 eilutės medžiagos sąveikauja su H 2 SO 4 (dil):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

1 eilutėje reakcija su KCl (p-p) neįmanoma, 2 eilutėje - su Ag, 3 eilutėje - su NaNO 3 (p-p).

Atsakymas: 4).

6. Koncentruota sieros rūgštis labai specifiškai elgiasi reakcijose su druskomis. Tai nelaki ir termiškai stabili rūgštis, todėl iš kietųjų (!) druskų išstumia visas stiprias rūgštis, nes jos yra lakesnės nei H2SO4 (konc.):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HCl

2KCl (s) + H 2 SO 4 (konc.) K 2 SO 4 + 2HCl

Stiprių rūgščių (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) susidarančios druskos reaguoja tik su koncentruota sieros rūgštimi ir tik būdamos kietos būsenos.

7.3 pavyzdys.

Koncentruota sieros rūgštis, skirtingai nei praskiesta, reaguoja:

3) KNO 3 (tv);

BaO + SO 2 = BaSO 3

Sprendimas. Abi rūgštys reaguoja su KF, Na 2 CO 3 ir Na 3 PO 4, o tik H 2 SO 4 (konc.) reaguoja su KNO 3 (kieta medžiaga).

Rūgščių gamybos būdai yra labai įvairūs. Anoksinės rūgštys

• gauti:

ištirpinant atitinkamas dujas vandenyje:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

• H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (tirpalas)

iš druskų, pakeičiant ją stipresnėmis arba mažiau lakiomis rūgštimis:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc.) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 Anoksinės rūgštys

• Deguonies turinčios rūgštys

ištirpinant atitinkamus rūgštinius oksidus vandenyje, o rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsnis okside ir rūgštyje išlieka toks pat (išskyrus 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

nemetalų oksidavimas oksiduojančiomis rūgštimis:

• S + 6HNO 3 (konc.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

pakeičiant stiprią rūgštį iš kitos stiprios rūgšties druskos (jei iškrenta susidariusiose rūgštyse netirpios nuosėdos):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

• Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (praskiestas) = ​​BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

pakeičiant lakią rūgštį iš jos druskų mažiau lakia rūgštimi.

Šiuo tikslu dažniausiai naudojama nelaki, termiškai stabili koncentruota sieros rūgštis:

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

• KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HClO 4

silpnesnės rūgšties išstūmimas iš druskų stipresne rūgštimi:

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

Rūgščių galima gauti laboratorijoje:

1) tirpinant rūgštinius oksidus vandenyje:

N2O5 + H2O → 2HNO3;

CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4;

2) kai druskos sąveikauja su stipriomis rūgštimis:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;

Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2¯ + 2HNO3.

Rūgštys sąveikauja su metalais, bazėmis, baziniais ir amfoteriniais oksidais, amfoteriniais hidroksidais ir druskomis:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;

Cu + 4HNO3 (koncentruotas) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4¯ + 2H2O;

2HBr + MgO → MgBr2 + H2O;

6HI+ Al2O3 → 2AlBr3 + 3H2O;

H2SO4 + Zn(OH)2 → ZnSO4 + 2H2O;

AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .

Paprastai rūgštys reaguoja tik su tais metalais, kurie elektrocheminėje įtampos serijoje yra prieš vandenilį, ir išsiskiria laisvas vandenilis. Tokios rūgštys nesąveikauja su mažai aktyviais metalais (elektrocheminėse serijose įtampa atsiranda po vandenilio). Rūgštys, kurios yra stiprūs oksidatoriai (azoto, koncentruotos sieros), reaguoja su visais metalais, išskyrus tauriuosius (auksą, platiną), tačiau tokiu atveju išsiskiria ne vandenilis, o vanduo ir oksidas. pavyzdžiui, SO 2 arba NO 2.

Druska yra vandenilio pakeitimo rūgštyje metalu produktas.

Visos druskos skirstomos į:

vidutinis– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 ir kt.;

rūgštus– NaHCO 3, KH 2 PO 4;

pagrindinis - CuOHCl, Fe(OH)2NO3.

Vidurinė druska yra visiško vandenilio jonų pakeitimo rūgšties molekulėje metalo atomais produktas.

Rūgštinėse druskose yra vandenilio atomų, kurie gali dalyvauti cheminėse mainų reakcijose. Rūgščiose druskose vandenilio atomai nebuvo visiškai pakeisti metalo atomais.

Bazinės druskos yra daugiavalenčių metalų bazių hidrokso grupių nepilno pakeitimo rūgštinėmis liekanomis produktas. Bazinėse druskose visada yra hidrokso grupė.

Vidutinės druskos gaunamos sąveikaujant:

1) rūgštys ir bazės:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) rūgštinis ir bazinis oksidas:

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 + H 2 O;

3) rūgšties oksidas ir bazė:

SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O;

4) rūgštiniai ir baziniai oksidai:

MgO + CO 2 → MgCO 3;

5) metalas su rūgštimi:

Fe + 6HNO 3 (koncentruotas) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;

6) dvi druskos:

AgNO3 + KCl → AgCl¯ + KNO3;

7) druskos ir rūgštys:

Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3¯;

8) druskos ir šarmai:

CuSO4 + 2CsOH → Cu(OH)2¯ + Cs2SO4.

Rūgštinės druskos gaunamos:

1) neutralizuojant daugiabazines rūgštis šarmu rūgšties perteklių:

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) vidutinių druskų sąveikos su rūgštimis metu:

CaCO3 + H2CO3 → Ca(HCO3)2;

3) silpnos rūgšties susidarančių druskų hidrolizės metu:

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Pagrindinės druskos gaunamos:

1) vykstant reakcijai tarp daugiavalenčio metalo bazės ir rūgšties pertekliaus bazės:

Cu(OH)2 + HCl → CuOHCl + H2O;

2) vidutinių druskų sąveikos su šarmais metu:

СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) hidrolizuojant vidutines druskas, kurias sudaro silpnos bazės:

AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

Druskos gali sąveikauti su rūgštimis, šarmais, kitomis druskomis ir vandeniu (hidrolizės reakcija):

2H3PO4 + 3Ca(NO3)2 → Ca3(PO4)2¯ + 6HNO3;

FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;

Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.

Bet kokiu atveju jonų mainų reakcija baigiasi tik tada, kai susidaro mažai tirpus, dujinis arba silpnai disocijuojantis junginys.

Be to, druskos gali sąveikauti su metalais, jei metalas yra aktyvesnis (turi didesnį neigiamą elektrodo potencialą) nei metalas, esantis druskoje:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Druskoms taip pat būdingos skilimo reakcijos:

BaCO 3 → BaO + CO 2;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Laboratorinis darbas Nr.1

GAVIMAS IR NUOSAVYBĖS

BAZĖS, RŪGŠTYS IR DRUSKOS

Eksperimentas 1. Šarmų paruošimas.

1.1. Metalo sąveika su vandeniu.

Į kristalizatorių arba porcelianinį puodelį supilkite distiliuotą vandenį (apie 1/2 indo). Paimkite iš savo mokytojo natrio metalo gabalėlį, anksčiau išdžiovintą filtravimo popieriumi. Į kristalizatorių su vandeniu įmeskite natrio gabalėlį. Kai reakcija baigsis, įlašinkite kelis lašus fenolftaleino. Atkreipkite dėmesį į pastebėtus reiškinius ir sukurkite reakcijos lygtį. Pavadinkite gautą junginį ir užrašykite jo struktūrinę formulę.

1.2. Metalo oksido sąveika su vandeniu.

Į mėgintuvėlį supilkite distiliuotą vandenį (1/3 mėgintuvėlio) ir į jį įdėkite CaO gumulėlį, gerai išmaišykite, įlašinkite 1 - 2 lašus fenolftaleino. Atkreipkite dėmesį į pastebėtus reiškinius, parašykite reakcijos lygtį. Pavadinkite gautą junginį ir pateikite jo struktūrinę formulę.

Rūgštys- elektrolitai, kuriems disociuojant iš teigiamų jonų susidaro tik H + jonai:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Visos rūgštys skirstomos į neorganines ir organines (karboksirūgštis), kurios taip pat turi savo (vidinę) klasifikaciją.

Normaliomis sąlygomis nemažas kiekis neorganinių rūgščių egzistuoja skystoje būsenoje, kai kurios jų yra kietos (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organinės rūgštys, turinčios iki 3 anglies atomų, yra labai judrūs, bespalviai skysčiai, turintys būdingą aštrų kvapą; rūgštys, turinčios 4-9 anglies atomus, yra riebūs skysčiai, turintys nemalonų kvapą, o rūgštys, turinčios daug anglies atomų, yra vandenyje netirpios kietos medžiagos.

Cheminės rūgščių formulės

Panagrinėkime chemines rūgščių formules naudodamiesi kelių atstovų (tiek neorganinių, tiek organinių) pavyzdžiu: druskos rūgštis - HCl, sieros rūgštis - H 2 SO 4, fosforo rūgštis - H 3 PO 4, acto rūgštis - CH 3 COOH ir benzenkarboksirūgštis rūgštis - C 6 H5COOH. Cheminė formulė parodo kokybinę ir kiekybinę molekulės sudėtį (kiek ir kokių atomų yra tam tikrame junginyje) Naudodami cheminę formulę galite apskaičiuoti rūgščių molekulinę masę (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 a.m.):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H2SO4) = 2 × Ar (H) + Ar (S) + 4 × Ar (O);

Ponas (H 2 SO 4) = 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H3PO4) = 3 × Ar (H) + Ar (P) + 4 × Ar (O);

Ponas (H 3 PO 4) = 3 × 1 + 31 + 4 × 16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH3COOH) = 3 × Ar (C) + 4 × Ar (H) + 2 × Ar (O);

Ponas (CH 3 COOH) = 3 × 12 + 4 × 1 + 2 × 16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C6H5COOH) = 7 × Ar (C) + 6 × Ar (H) + 2 × Ar (O);

Ponas (C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Rūgščių struktūrinės (grafinės) formulės

Medžiagos struktūrinė (grafinė) formulė yra aiškesnė. Tai rodo, kaip atomai yra sujungti vienas su kitu molekulėje. Nurodykime kiekvieno iš aukščiau išvardytų junginių struktūrines formules:

Ryžiai. 1. Struktūrinė druskos rūgšties formulė.

Ryžiai. 2. Sieros rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 3. Fosforo rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 4. Acto rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 5. Benzenkarboksirūgšties struktūrinė formulė.

Joninės formulės

Visos neorganinės rūgštys yra elektrolitai, t.y. vandeniniame tirpale galintys disocijuoti į jonus:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

2 PAVYZDYS

Rūgštys yra cheminiai junginiai, galintys paaukoti elektriškai įkrautą vandenilio joną (katijoną), taip pat priimti du sąveikaujančius elektronus, todėl susidaro kovalentinis ryšys.

Šiame straipsnyje apžvelgsime pagrindines rūgštis, kurios tiriamos vidurinių mokyklų vidurinėse klasėse, taip pat sužinosime daug įdomių faktų apie įvairias rūgštis. Pradėkime.

Rūgštys: rūšys

Chemijoje yra daug įvairių rūgščių, kurios turi labai skirtingas savybes. Chemikai rūgštis skiria pagal deguonies kiekį, lakumą, tirpumą vandenyje, stiprumą, stabilumą ir tai, ar jos priklauso organinių ar neorganinių cheminių junginių klasei. Šiame straipsnyje pažvelgsime į lentelę, kurioje pateikiamos garsiausios rūgštys. Lentelė padės prisiminti rūgšties pavadinimą ir cheminę formulę.

Taigi, viskas aiškiai matoma. Šioje lentelėje pateikiamos žinomiausios chemijos pramonės rūgštys. Lentelė padės daug greičiau įsiminti vardus ir formules.

Vandenilio sulfido rūgštis

H2S yra hidrosulfido rūgštis. Jo ypatumas slypi tame, kad tai taip pat yra dujos. Vandenilio sulfidas labai blogai tirpsta vandenyje, taip pat sąveikauja su daugeliu metalų. Vandenilio sulfido rūgštis priklauso „silpnų rūgščių“ grupei, kurių pavyzdžius nagrinėsime šiame straipsnyje.

H 2 S yra šiek tiek saldaus skonio ir labai stipraus supuvusių kiaušinių kvapo. Gamtoje jo galima rasti natūraliose arba vulkaninėse dujose, taip pat išsiskiria pūstant baltymams.

Rūgščių savybės yra labai įvairios, net jei rūgštis yra nepakeičiama pramonėje, ji gali labai pakenkti žmonių sveikatai. Ši rūgštis yra labai toksiška žmonėms. Įkvėpus nedidelį vandenilio sulfido kiekį, žmogus jaučia galvos skausmą, stiprų pykinimą ir galvos svaigimą. Jei žmogus įkvepia didelį kiekį H 2 S, tai gali sukelti traukulius, komą ar net momentinę mirtį.

Sieros rūgštis

H 2 SO 4 – stipri sieros rūgštis, su kuria vaikai supažindinami chemijos pamokose 8 klasėje. Cheminės rūgštys, tokios kaip sieros rūgštis, yra labai stiprūs oksidatoriai. H 2 SO 4 veikia kaip daugelio metalų, taip pat bazinių oksidų, oksidatorius.

Patekęs ant odos ar drabužių H 2 SO 4 sukelia cheminius nudegimus, tačiau jis nėra toks toksiškas kaip vandenilio sulfidas.

Azoto rūgštis

Stiprios rūgštys yra labai svarbios mūsų pasaulyje. Tokių rūgščių pavyzdžiai: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 yra gerai žinoma azoto rūgštis. Jis plačiai naudojamas pramonėje ir žemės ūkyje. Naudojama įvairių trąšų gamybai, papuošalams, fotografijų spaudoje, vaistų ir dažų gamyboje, taip pat karinėje pramonėje.

Cheminės rūgštys, tokios kaip azoto rūgštis, yra labai kenksmingos organizmui. HNO 3 garai palieka opas, sukelia ūmų kvėpavimo takų uždegimą ir dirginimą.

Azoto rūgštis

Azoto rūgštis dažnai painiojama su azoto rūgštimi, tačiau tarp jų yra skirtumas. Faktas yra tas, kad jis yra daug silpnesnis už azotą, jis turi visiškai skirtingas savybes ir poveikį žmogaus organizmui.

HNO 2 buvo plačiai pritaikytas chemijos pramonėje.

Vandenilio fluorido rūgštis

Vandenilio fluorido rūgštis (arba vandenilio fluoridas) yra H 2 O tirpalas su HF. Rūgšties formulė yra HF. Vandenilio fluorido rūgštis labai aktyviai naudojama aliuminio pramonėje. Jis naudojamas silikatams tirpinti, siliciui ir silikatiniam stiklui ėsdinti.

Vandenilio fluoridas yra labai kenksmingas žmogaus organizmui ir, priklausomai nuo jo koncentracijos, gali būti lengvas narkotikas. Patekus ant odos, iš pradžių pokyčių nėra, tačiau po kelių minučių gali atsirasti aštrus skausmas ir cheminis nudegimas. Vandenilio fluorido rūgštis yra labai kenksminga aplinkai.

Druskos rūgštis

HCl yra vandenilio chloridas ir yra stipri rūgštis. Vandenilio chloridas išlaiko stipriųjų rūgščių grupei priklausančių rūgščių savybes. Rūgštis yra skaidri ir bespalvė, tačiau rūko ore. Vandenilio chloridas plačiai naudojamas metalurgijos ir maisto pramonėje.

Ši rūgštis sukelia cheminius nudegimus, tačiau patekimas į akis yra ypač pavojingas.

Fosforo rūgštis

Fosforo rūgštis (H 3 PO 4) savo savybėmis yra silpna rūgštis. Tačiau net ir silpnos rūgštys gali turėti stiprių savybių. Pavyzdžiui, H 3 PO 4 naudojamas pramonėje geležies atstatymui nuo rūdžių. Be to, fosforo (arba ortofosforo) rūgštis plačiai naudojama žemės ūkyje – iš jos gaminama daug įvairių trąšų.

Rūgščių savybės labai panašios – beveik kiekviena iš jų labai kenkia žmogaus organizmui, H 3 PO 4 nėra išimtis. Pavyzdžiui, ši rūgštis taip pat sukelia sunkius cheminius nudegimus, kraujavimą iš nosies ir dantų skilimą.

Anglies rūgštis

H 2 CO 3 yra silpna rūgštis. Jis gaunamas ištirpinant CO 2 (anglies dioksidą) H 2 O (vandenyje). Anglies rūgštis naudojama biologijoje ir biochemijoje.

Įvairių rūgščių tankis

Rūgščių tankis užima svarbią vietą teorinėje ir praktinėje chemijos dalyse. Žinodami tankį, galite nustatyti konkrečios rūgšties koncentraciją, išspręsti cheminio skaičiavimo uždavinius ir pridėti reikiamą rūgšties kiekį, kad užbaigtumėte reakciją. Bet kurios rūgšties tankis kinta priklausomai nuo koncentracijos. Pavyzdžiui, kuo didesnis koncentracijos procentas, tuo didesnis tankis.

Bendrosios rūgščių savybės

Absoliučiai visos rūgštys yra (tai yra, jos susideda iš kelių periodinės lentelės elementų), o jų sudėtyje būtinai yra H (vandenilis). Toliau apžvelgsime, kurie yra įprasti:

1. Visos deguonies turinčios rūgštys (kurių formulėje yra O) irdamos sudaro vandenį, o be deguonies suskyla į paprastas medžiagas (pavyzdžiui, 2HF skyla į F 2 ir H 2).
2. Oksiduojančios rūgštys reaguoja su visais metalų aktyvumo serijos metalais (tik tais, kurie yra kairėje nuo H).
3. Jie sąveikauja su įvairiomis druskomis, bet tik su tomis, kurias susidarė dar silpnesnė rūgštis.

Rūgštys labai skiriasi viena nuo kitos savo fizinėmis savybėmis. Galų gale, jie gali turėti kvapą ar ne, taip pat būti įvairių fizinių būsenų: skystų, dujinių ir net kietų. Kietąsias rūgštis labai įdomu tyrinėti. Tokių rūgščių pavyzdžiai: C 2 H 2 0 4 ir H 3 BO 3.

Koncentracija

Koncentracija yra vertė, kuri lemia kiekybinę bet kurio tirpalo sudėtį. Pavyzdžiui, chemikams dažnai reikia nustatyti, kiek grynos sieros rūgšties yra praskiestoje rūgštyje H 2 SO 4. Norėdami tai padaryti, jie supila nedidelį kiekį praskiestos rūgšties į matavimo indą, pasveria ir nustato koncentraciją naudodami tankio lentelę. Rūgščių koncentracija yra glaudžiai susijusi su tankiu, dažnai nustatant koncentraciją kyla skaičiavimo uždavinių, kai reikia nustatyti grynos rūgšties procentą tirpale.

Visų rūgščių klasifikacija pagal H atomų skaičių jų cheminėje formulėje

Viena iš populiariausių klasifikacijų yra visų rūgščių skirstymas į vienbazes, dvibazes ir atitinkamai tribazes. Vienabazinių rūgščių pavyzdžiai: HNO 3 (azoto), HCl (vandenilio chloridas), HF (fluoro vandenilio) ir kt. Šios rūgštys vadinamos vienbazinėmis, nes jose yra tik vienas H atomas. Tokių rūgščių yra daug, todėl absoliučiai kiekvienos prisiminti neįmanoma. Tiesiog reikia atsiminti, kad rūgštys taip pat klasifikuojamos pagal H atomų skaičių jų sudėtyje. Panašiai apibrėžiamos ir dvibazinės rūgštys. Pavyzdžiai: H 2 SO 4 (sieros), H 2 S (vandenilio sulfidas), H 2 CO 3 (akmens anglis) ir kt. Tribazinis: H 3 PO 4 (fosforinis).

Pagrindinė rūgščių klasifikacija

Viena iš populiariausių rūgščių klasifikacijų yra jų skirstymas į deguonies turinčias ir bedeguonies. Kaip prisiminti, nežinant cheminės medžiagos formulės, kad tai deguonies turinti rūgštis?

Visose rūgštyse, kuriose nėra deguonies, trūksta svarbaus elemento O – deguonies, tačiau jose yra H. Todėl prie jų pavadinimo visada pridedamas žodis „vandenilis“. HCl yra H2S – vandenilio sulfidas.

Bet jūs taip pat galite parašyti formulę pagal rūgščių turinčių rūgščių pavadinimus. Pavyzdžiui, jei O atomų skaičius medžiagoje yra 4 arba 3, tada prie pavadinimo visada pridedama priesaga -n-, taip pat galūnė -aya-:

• H 2 SO 4 - siera (atomų skaičius - 4);
• H 2 SiO 3 – silicis (atomų skaičius – 3).

Jei medžiaga turi mažiau nei tris deguonies atomus arba tris, tada pavadinime naudojama priesaga -ist-:

• HNO 2 – azotinis;
• H 2 SO 3 – sieros.

Bendrosios savybės

Visų rūgščių skonis yra rūgštus ir dažnai šiek tiek metalinis. Tačiau yra ir kitų panašių savybių, kurias dabar apsvarstysime.

Yra medžiagų, vadinamų indikatoriais. Indikatoriai keičia spalvą arba spalva išlieka, bet keičiasi jos atspalvis. Taip atsitinka, kai rodiklius veikia kitos medžiagos, pavyzdžiui, rūgštys.

Spalvos pasikeitimo pavyzdys yra toks pažįstamas produktas kaip arbata ir citrinų rūgštis. Į arbatą įpylus citrinos, arbata pamažu pradeda pastebimai šviesėti. Taip yra dėl to, kad citrinoje yra citrinos rūgšties.

Yra ir kitų pavyzdžių. Neutralioje aplinkoje esantis alyvinės spalvos lakmusas parausta, kai pridedama druskos rūgšties.

Kai įtempimai yra įtempimo eilėje prieš vandenilį, išsiskiria dujų burbuliukai - H. Tačiau jei metalas, kuris yra įtempimo serijoje po H, dedamas į mėgintuvėlį su rūgštimi, tada jokia reakcija neįvyks ir nebus dujų. paleistas. Taigi varis, sidabras, gyvsidabris, platina ir auksas su rūgštimis nereaguos.

Šiame straipsnyje mes išnagrinėjome garsiausias chemines rūgštis, taip pat pagrindines jų savybes ir skirtumus.