H2co3 je názov soli. Kyseliny: klasifikácia a chemické vlastnosti

End adj.

Najčastejšie používané predpony v menách

Interpolácia referenčných hodnôt

Niekedy je potrebné získať hodnotu hustoty alebo koncentrácie, ktorá nie je uvedená v referenčných tabuľkách. Požadovaný parameter možno nájsť interpoláciou.

Príklad

Na prípravu roztoku HCl sa použila v laboratóriu dostupná kyselina, ktorej hustota bola stanovená hustomerom. Ukázalo sa, že sa rovná 1,082 g / cm3.

Z referenčnej tabuľky zistíme, že kyselina s hustotou 1,080 má hmotnostný zlomok 16,74 % a od 1,085 do 17,45 %. Na nájdenie hmotnostného podielu kyseliny v existujúcom roztoku používame interpolačný vzorec:

kde je index 1 sa týka zriedenejšieho roztoku a 2 - koncentrovanejší.

Predslov ……………………………………………………….. 3

1. Základné pojmy titračných metód analýzy......7

2. Titračné metódy a metódy…………………………………………...9

3. Výpočet molárna hmota ekvivalenty …………………16

4. Metódy vyjadrenia kvantitatívneho zloženia roztokov

v titrimetrii………………………………………………………..21

4.1. Riešenie typické úlohy o spôsoboch vyjadrovania

kvantitatívne zloženie roztokov……………….……25

4.1.1. Výpočet koncentrácie roztoku podľa masám známy a objem roztoku………………………………………..26

4.1.1.1. Úlohy na samostatné riešenie...29

4.1.2. Konverzia jednej koncentrácie na inú………...30

4.1.2.1. Úlohy na samostatné riešenie...34

5. Metódy prípravy roztokov………………………………...36

5.1. Riešenie typických problémov na prípravu riešení

rôznymi spôsobmi …………………………………..39

5.2. Úlohy na samostatné riešenie……………………….48

6. Výpočet výsledkov titračnej analýzy 51

6.1. Výpočet priamych a substitučných výsledkov

titrácia ……………………………………………………………… 51

6.2. Výpočet výsledkov spätnej titrácie…………….56

7. Neutralizačná metóda (acidobázická titrácia)……59

7.1. Príklady riešenia typických problémov………………………..68

7.1.1. Priama a substitučná titrácia …………………68

7.1.1.1. Úlohy na samostatné riešenie...73

7.1.2. Spätná titrácia………………………………..76

7.1.2.1. Úlohy na samostatné riešenie...77

8. Oxidačne-redukčná metóda (redoximetria)………...80

8.1. Úlohy na samostatné riešenie……………………….89

8.1.1. Redoxné reakcie 89

8.1.2. Výpočet výsledkov titrácie………………………...90

8.1.2.1. Substitučná titrácia …………………...90

8.1.2.2. Dopredná a spätná titrácia……..92

9. Komplexná metóda; komplexometria ............94

9.1. Príklady riešenia typických problémov 102

9.2. Úlohy na samostatné riešenie ……………………… 104

10. Spôsob depozície………………………………………………………………..106

10.1. Príklady riešenia typických problémov 110

10.2. Úlohy na samostatné riešenie………………..114

11. Jednotlivé úlohy podľa titrácie

analytické metódy ……………………………………………………………… 117

11.1. Plán na splnenie individuálnej úlohy 117

11.2. Možnosti jednotlivých úloh……………………….123

Odpovede na problémy ……………………………………………………………… 124

Symboly………………………………………………………….…127

Dodatok………………………………………………………………...128

VZDELÁVACIE VYDANIE

ANALYTICKÁ CHÉMIA

Kyseliny- komplexné látky pozostávajúce z jedného alebo viacerých atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu, a kyslých zvyškov.

Klasifikácia kyselín

1. Podľa počtu atómov vodíka: počet atómov vodíka ( n ) určuje zásaditosť kyselín:

n= 1 monobáza

n= 2 dibase

n= 3 tribáze

2. Podľa zloženia:

a) Tabuľka kyselín obsahujúcich kyslík, zvyškov kyselín a zodpovedajúcich oxidov kyselín:

b) Tabuľka bezkyslíkatých kyselín

Fyzikálne vlastnosti kyselín

Mnohé kyseliny, ako je kyselina sírová, dusičná a chlorovodíková, sú bezfarebné kvapaliny. známe sú aj tuhé kyseliny: ortofosforečná, metafosforečná HPO 3, boritý H 3 BO 3 . Takmer všetky kyseliny sú rozpustné vo vode. Príkladom nerozpustnej kyseliny je kyselina kremičitá H2Si03 . Kyslé roztoky majú kyslú chuť. Napríklad mnohému ovociu dodávajú kyslú chuť práve obsiahnuté kyseliny. Odtiaľ pochádzajú názvy kyselín: citrónová, jablčná atď.

Spôsoby výroby kyselín

Chemické vlastnosti kyselín

1. Zmeňte farbu indikátorov

2. Reagujte s kovmi v sérii aktivít až H 2

(okrem HNO 3 –Kyselina dusičná)

Video „Interakcia kyselín s kovmi“

Me + KYSELINA = SOĽ + H 2 (r. substitúcia)

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2

3. So zásaditými (amfotérnymi) oxidmi - oxidy kovov

Video „Interakcia oxidov kovov s kyselinami“

Fur x O y + KYSELINA = SOĽ + H2O (vymeniť rubeľ)

4. Reagujte so zásadami – neutralizačná reakcia

KYSELINA + ZÁSADA= SOĽ+ H 2 O (vymeniť rubeľ)

H3P04 + 3 NaOH = Na3P04 + 3 H20

5. Reagujte so soľami slabých, prchavých kyselín - ak sa tvorí kyselina, zráža sa alebo sa vyvíja plyn:

2 NaCl (tv.) + H2S04 (konc.) = Na2S04 + 2HCl ( R . výmena )

Video „Interakcia kyselín so soľami“

6. Rozklad kyselín obsahujúcich kyslík pri zahrievaní

(okrem H 2 SO 4 ; H 3 P.O. 4 )

KYSELINA = OXID KYSELINA + VODA (r. rozšírenie)

Pamätajte!Nestále kyseliny (uhličité a sírové kyseliny) – 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 sírovodík v produktoch uvoľnený ako plyn:

CaS + 2HCl = H2S+ ccaCl2

ZADÁVACIE ÚLOHY

č. 1. Rozdeľte chemické vzorce kyselín do tabuľky. Dajte im mená:

LiOH, Mn207, CaO, Na3P04, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr203, HI, HCl04, HBr, CaCl2, Na20, HCl, H2SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Kyseliny

Bes-sour-

natívny

Obsahujúce kyslík

rozpustný

nerozpustný

jeden-

základné

dvojzákladný

trojzákladný

č. 2. Napíšte reakčné rovnice:

Ca+HCl

Na+H2S04

Al+H2S

Ca + H3P04
Pomenujte produkty reakcie.

č. 3. Napíšte reakčné rovnice a pomenujte produkty:

Na20 + H2C03

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe203 + H2S04

č. 4. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu kyselín so zásadami a soľami:

KOH + HNO3

NaOH + H2S03

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2Si03

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Pomenujte produkty reakcie.

CVIČENIA

Tréner č.1. "Vzorec a názvy kyselín"

Tréner č.2. "Nastavenie korešpondencie: vzorec kyseliny - vzorec oxidu"

Bezpečnostné opatrenia - Prvá pomoc pri kontakte kyselín s pokožkou

Bezpečnostné opatrenia -

Soli – látky, ktoré možno považovať za produkt nahradenia atómov vodíka v kyseline atómami kovu alebo skupinou atómov. Existuje 5 druhov solí: stredné (normálne), kyslé, zásadité, dvojité, komplexné, líšiace sa povahou iónov vznikajúcich pri disociácii.

1. Stredné soli sú produkty úplnej náhrady atómov vodíka v molekule kyseliny. Zloženie soli: katión - ión kovu, anión - ión zvyšku kyseliny Na 2 CO 3 - uhličitan sodný

Na3P04 - fosforečnan sodný

Na3P04 = 3Na + + PO4 3-

katiónový anión

2.Kyslé soli – produkty neúplnej náhrady atómov vodíka v molekule kyseliny. Anión obsahuje atómy vodíka.

NaH2P04 =Na + + H2P04 -

Dihydrogenfosfátový katiónový anión

Kyslé soli produkujú iba viacsýtne kyseliny, keď množstvo prijatej zásady je nedostatočné.

H2S04+NaOH=NaHS04+H20

hydrogénsíran

Pridaním nadbytku alkálie sa kyslá soľ môže premeniť na médium

NaHS04+NaOH=Na2S04+H20

3.Bazické soli – produkty neúplného nahradenia hydroxidových iónov v zásade zvyškom kyseliny. Katión obsahuje hydroxoskupinu.

CuOHCl=CuOH + +Cl -

hydroxochloridový katiónový anión

Zásadité soli môžu tvoriť iba polykyselinové zásady

(zásady obsahujúce niekoľko hydroxylových skupín), keď interagujú s kyselinami.

Cu(OH)2+HCl=CuOHCl+H20

Zásaditú soľ môžete premeniť na strednú tak, že na ňu pôsobíte kyselinou:

CuOHCI+HCl=CuCl2+H20

4.Dvojité soli – obsahujú katióny viacerých kovov a anióny jednej kyseliny

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

síran hlinito draselný

Charakteristické vlastnosti Všetky typy uvažovaných solí sú: výmenné reakcie s kyselinami, zásadami a medzi sebou navzájom.

Na pomenovanie solí používať ruskú a medzinárodnú nomenklatúru.

Ruský názov soli je zložený z názvu kyseliny a názvu kovu: CaCO 3 - uhličitan vápenatý.

Pre kyslé soli sa zavádza „kyslá“ prísada: Ca(HCO 3) 2 - kyslý uhličitan vápenatý. Na pomenovanie hlavných solí pridajte „zásadité“: (СuOH) 2 SO 4 – zásaditý síran meďnatý.

Najrozšírenejšia je medzinárodná nomenklatúra. Názov soli podľa tejto nomenklatúry pozostáva z názvu aniónu a názvu katiónu: KNO 3 - dusičnan draselný. Ak má kov v zlúčenine inú mocnosť, potom je to uvedené v zátvorkách: FeSO 4 - síran železitý (III).

Pri soliach kyselín obsahujúcich kyslík sa k názvu pridáva prípona „at“, ak má kyselinotvorný prvok vyššiu mocnosť: KNO 3 – dusičnan draselný; prípona „it“, ak má kyselinotvorný prvok nižšiu mocnosť: KNO 2 - dusitan draselný. V prípadoch, keď kyselinotvorný prvok tvorí kyseliny vo viac ako dvoch valenčných stavoch, vždy sa používa prípona „at“. Navyše, ak vykazuje vyššiu valenciu, pridáva sa predpona „per“. Napríklad: KClO 4 – chloristan draselný. Ak kyselinotvorný prvok tvorí nižšiu valenciu, používa sa prípona „to“ s pridaním predpony „hypo“. Napríklad: KClO – chlórnan draselný. Pre soli tvorené kyselinami obsahujúcimi rôzne množstvá vody sa pridávajú predpony „meta“ a „ortho“. Napríklad: NaPO 3 - metafosforečnan sodný (soľ kyseliny metafosforečnej), Na 3 PO 4 - ortofosforečnan sodný (soľ kyseliny ortofosforečnej). V mene kyslá soľ zavádza sa predpona „hydro“. Napríklad: Na 2 HPO 4 – hydrogenfosforečnan sodný (ak má anión jeden atóm vodíka) a predpona „hydro“ s gréckou číslicou (ak je atóm vodíka viac) – NaH 2 PO 4 – dihydrogenfosforečnan sodný. Do názvov hlavných solí sa zavádza predpona „hydroxo“. Napríklad: FeOHCl – hydroxychlorid železitý (I).

5. Komplexné soli – zlúčeniny, ktoré pri disociácii tvoria komplexné ióny (nabité komplexy). Pri písaní zložitých iónov je zvykom uzatvárať ich do hranatých zátvoriek. Napríklad:

Ag(NH 3) 2  Cl = Ag(NH 3) 2  + + Cl -

K2 PtCl 6  = 2K + + PtCl 6  2-

Podľa predstáv, ktoré navrhol A. Werner, v komplexnej zlúčenine existujú vnútorné a vonkajšia sféra. Takže napríklad v uvažovaných komplexných zlúčeninách je vnútorná guľa zložená z komplexných iónov Ag(NH 3) 2  + a PtCl 6  2- a vonkajšia guľa je Cl - a K +. Centrálny atóm alebo ión vnútornej gule sa nazýva komplexotvorné činidlo. V navrhovaných zlúčeninách sú to Ag +1 a Pt +4. Molekuly alebo ióny opačného znamienka koordinované okolo komplexotvorného činidla sú ligandy. V uvažovaných zlúčeninách sú to 2NH30 a 6Cl-. Počet ligandov komplexného iónu určuje jeho koordinačné číslo. V navrhovaných zlúčeninách sa rovná 2 a 6.

Komplexy sa vyznačujú znakom elektrického náboja

1.Katiónový (koordinácia okolo kladného iónu neutrálnych molekúl):

Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2-1; Al +3 (H 2 O 0) 6  Cl 3-1

2. Aniónové (koordinácia okolo komplexotvorného činidla v pozitívnom oxidačnom stave ligandu, ktorý má negatívny stupeň oxidácia):

K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6 

3. Neutrálne komplexy – komplexné zlúčeniny bez vonkajšej gulePt + (NH 3 0) 2 Cl 2 -  0. Na rozdiel od zlúčenín s aniónovými a katiónovými komplexmi, neutrálne komplexy nie sú elektrolyty.

Disociácia komplexných zlúčenín do vnútornej a vonkajšej sféry je tzv primárny . Postupuje takmer úplne ako silné elektrolyty.

Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4  +2 + 2Cl ─

K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6  3 ─

Komplexný ión (nabitý komplex) V zložité spojenie tvorí vnútornú koordinačnú sféru, zvyšné ióny tvoria vonkajšiu sféru.

V komplexnej zlúčenine K3 je komplexný ión 3- pozostávajúci z komplexotvorného činidla - iónu Fe3+ a ligandov - iónov CN ─ vnútornou sférou zlúčeniny a ióny K + tvoria vonkajšiu sféru.

Ligandy nachádzajúce sa vo vnútornej sfére komplexu sú viazané komplexotvorným činidlom oveľa pevnejšie a k ich eliminácii pri disociácii dochádza len v malej miere. Reverzibilná disociácia vnútornej gule komplexnej zlúčeniny sa nazýva sekundárne .

Fe(CN) 6  3 ─ Fe 3+ + 6CN ─

Sekundárna disociácia komplexu prebieha podľa typu slabých elektrolytov. Algebraický súčet nábojov častíc vzniknutých počas disociácie komplexného iónu sa rovná náboju komplexu.

Názvy komplexných zlúčenín, ako aj názvy bežných látok sú tvorené z ruských názvov katiónov a Latinské názvy anióny; rovnako ako v bežných látkach, v komplexných zlúčeninách sa prvý nazýva anión. Ak je anión komplexný, jeho názov je vytvorený z názvu ligandov s koncovkou „o“ (Cl - - chloro, OH - - hydroxo, atď.) a latinského názvu komplexotvorného činidla s príponou "at" ; počet ligandov je ako obvykle označený zodpovedajúcou číslicou. Ak je komplexotvorným činidlom prvok schopný vykazovať premenlivý oxidačný stav, číselná hodnota oxidačného stavu, ako v názvoch bežných zlúčenín, je označená rímskou číslicou v zátvorkách

Príklad: Názvy komplexných zlúčenín s komplexným aniónom.

K 3 – hexakyanoželezitan draselný (III)

Komplexné katióny vo veľkej väčšine prípadov obsahujú ako ligandy neutrálne molekuly vody H2O, nazývané „aqua“ alebo amoniak NH3, nazývané „amíny“. V prvom prípade sa komplexné katióny nazývajú aqua komplexy, v druhom - amoniak. Názov komplexného katiónu pozostáva z názvu ligandov s uvedením ich počtu a ruského názvu komplexotvorného činidla s uvedenou hodnotou jeho oxidačného stavu, ak je to potrebné.

Príklad: Názvy komplexných zlúčenín s komplexným katiónom.

Cl 2 – tetrammín chlorid zinočnatý

Komplexy, napriek ich stabilite, môžu byť zničené v reakciách, v ktorých sú ligandy viazané na ešte stabilnejšie slabo disociujúce zlúčeniny.

Príklad: Deštrukcia hydroxykomplexu kyselinou v dôsledku tvorby slabo disociujúcich molekúl H 2 O.

K2 + 2H2S04 = K2S04 + ZnS04 + 2H20.

Názov komplexnej zlúčeniny začínajú uvedením zloženia vnútornej gule, potom pomenujú centrálny atóm a jeho oxidačný stav.

Vo vnútornej sfére sú anióny najprv pomenované, pričom k latinskému názvu sa pridá koncovka „o“.

F -1 – fluór Cl - - chlórCN - - kyanoSO 2 -2 –sulfito

OH - - hydroxoNO 2 - - nitrito atď.

Potom sa neutrálne ligandy nazývajú:

NH 3 – ammin H 2 O – akva

Počet ligandov je označený gréckymi číslicami:

I – mono (zvyčajne sa neuvádza), 2 – di, 3 – tri, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Ďalej prejdeme k názvu centralatóm (komplexujúci agent). Do úvahy sa berú nasledovné:

Ak je komplexotvorné činidlo súčasťou katiónu, potom sa použije ruský názov prvku a stupeň jeho oxidácie je uvedený v zátvorkách rímskymi číslicami;

Ak je komplexotvorné činidlo súčasťou aniónu, potom sa použije latinský názov prvku, pred ním je uvedený jeho oxidačný stav a na konci sa pridá koncovka „at“.

Po označení vnútornej sféry sú označené katióny alebo anióny nachádzajúce sa vo vonkajšej sfére.

Pri vytváraní názvu komplexnej zlúčeniny je potrebné pamätať na to, že ligandy zahrnuté v jej zložení môžu byť zmiešané: elektricky neutrálne molekuly a nabité ióny; alebo nabité ióny rôznych typov.

Ag +1 NH 3  2 Cl– chlorid diamínstrieborný (I)

K 3 Fe +3 CN 6 - hexakyano (III) železitan draselný

NH 4  2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihydroxotetrachlór(IV) amóniumplatičitan

Pt +2 NH 3  2 Cl 2 -1  o - diamíndichlorid-platina x)

X) v neutrálnych komplexoch je názov komplexotvorného činidla uvedený v nominatívnom prípade

Sú to látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.

Kyseliny sú klasifikované podľa ich sily, podľa ich zásaditosti a podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v kyseline.

Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.

Podľa prítomnosti kyslíka rozlišovať medzi kyselinami obsahujúcimi kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a bezkyslíkatých kyselín ( HCl, H2S, HCN atď.).

Podľa zásaditosti, t.j. Podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na jednosýtne (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtne (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtne (H 3 PO 4) atď.

Názvy bezkyslíkatých kyselín sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku pridaním slova „kyselina“. V tomto prípade názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3As04 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „vajcovité“ ( HCl03 - kyselina chloristá), „tuhá“ ( HCl02 - kyselina chlórna, „vajcovité“ ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, pričom je iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „iste“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).

Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli

Získavanie kyselín

1. Bezkyslíkaté kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S H2S.

2. Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:

S03 + H20 = H2S04,

CO2 + H20 = H2C03,

P205 + H20 = 2 HPO3.

3. Kyslíky neobsahujúce kyslík aj kyseliny obsahujúce kyslík možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS,

CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.

4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na výrobu kyselín:

H202 + S02 = H2S04,

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

Chemické vlastnosti kyselín

1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami (ako aj so zásaditými a amfotérne oxidy) s tvorbou solí, napr.

H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,

2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20,

2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.

2. Schopnosť interagovať s niektorými kovmi v napäťových sériách až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. So soľami, ak sa vytvorí slabo rozpustná soľ alebo prchavá látka:

H2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02,

2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2S02+ 2H20.

Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a ľahkosť disociácie sa v každom kroku znižuje, preto sa pri viacsýtnych kyselinách namiesto stredných solí často vytvárajú kyslé soli (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.

4. Špeciálnym prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, vedúca k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Takže lakmus mení farbu v kyslom prostredí na červenú.

5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu (najlepšie v prítomnosti prostriedku odstraňujúceho vodu P205):

H2S04 = H20 + SO3,

H2Si03 = H20 + Si02.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Kyseliny sú chemické zlúčeniny, ktoré sú schopné darovať elektricky nabitý vodíkový ión (katión) a tiež prijať dva interagujúce elektróny, čo vedie k vytvoreniu kovalentnej väzby.

V tomto článku sa pozrieme na hlavné kyseliny, ktoré sa študujú na strednej škole. stredné školy a tiež sa mnohému naučiť zaujímavosti o rôznych kyselinách. Začnime.

Kyseliny: typy

V chémii existuje veľa rôznych kyselín, ktoré majú najviac rôzne vlastnosti. Chemici rozlišujú kyseliny podľa obsahu kyslíka, prchavosti, rozpustnosti vo vode, pevnosti, stability a podľa toho, či patria do organickej alebo anorganickej triedy. chemické zlúčeniny. V tomto článku sa pozrieme na tabuľku, ktorá predstavuje najznámejšie kyseliny. Tabuľka vám pomôže zapamätať si názov kyseliny a jej chemický vzorec.

Takže všetko je jasne viditeľné. Táto tabuľka predstavuje tie najznámejšie chemický priemysel kyseliny. Tabuľka vám pomôže zapamätať si mená a vzorce oveľa rýchlejšie.

Kyselina sírovodík

H2S je kyselina sulfidová. Jeho zvláštnosť spočíva v tom, že je to tiež plyn. Sírovodík je veľmi zle rozpustný vo vode a tiež interaguje s mnohými kovmi. Kyselina sírovodík patrí do skupiny „slabých kyselín“, ktorých príklady zvážime v tomto článku.

H 2 S má mierne sladkú chuť a tiež veľmi silný zápach po zhnitých vajciach. V prírode sa nachádza v prírodných alebo sopečných plynoch a uvoľňuje sa aj pri rozpade bielkovín.

Vlastnosti kyselín sú veľmi rôznorodé, aj keď je kyselina v priemysle nepostrádateľná, môže byť veľmi škodlivá pre ľudské zdravie. Táto kyselina je pre človeka veľmi toxická. Pri vdýchnutí malého množstva sírovodíka sa človek prebudí bolesť hlavy, začína silná nevoľnosť a závraty. Ak sa človek nadýchne veľké množstvo H 2 S, môže viesť k záchvatom, kóme alebo dokonca okamžitej smrti.

Kyselina sírová

H 2 SO 4 je silná kyselina sírová, s ktorou sa deti zoznamujú na hodinách chémie v 8. ročníku. Chemické kyseliny, ako je kyselina sírová, sú veľmi silné oxidačné činidlá. H 2 SO 4 pôsobí ako oxidačné činidlo na mnohé kovy, ako aj zásadité oxidy.

H 2 SO 4 pri kontakte s pokožkou alebo odevom spôsobuje chemické popáleniny, ale nie je taká toxická ako sírovodík.

Kyselina dusičná

Silné kyseliny sú v našom svete veľmi dôležité. Príklady takýchto kyselín: HCl, H2S04, HBr, HN03. HNO 3 je dobre známa kyselina dusičná. Našiel široké uplatnenie v priemysle, ako aj v poľnohospodárstvo. Používa sa na výrobu rôznych hnojív, vrátane výroba šperkov, pri tlači fotografií, vo výrobe lieky a farbív, ako aj vo vojenskom priemysle.

Takéto chemické kyseliny, rovnako ako dusík, sú pre telo veľmi škodlivé. Pary HNO 3 zanechávajú vredy, spôsobujú akútne zápaly a podráždenie dýchacích ciest.

Kyselina dusitá

Kyselina dusitá sa často zamieňa s kyselinou dusičnou, no je medzi nimi rozdiel. Faktom je, že je oveľa slabší ako dusík, má úplne iné vlastnosti a účinky na ľudský organizmus.

HNO 2 našla široké uplatnenie v chemickom priemysle.

Kyselina fluorovodíková

Kyselina fluorovodíková(alebo fluorovodík) je roztok H 2 O s HF. Vzorec kyseliny je HF. Kyselina fluorovodíková sa veľmi aktívne používa v priemysle hliníka. Používa sa na rozpúšťanie kremičitanov, leptanie kremíka a silikátového skla.

Fluorovodík je pre ľudský organizmus veľmi škodlivý, v závislosti od jeho koncentrácie môže byť mäkká droga. Ak sa dostane do kontaktu s pokožkou, spočiatku nedochádza k žiadnym zmenám, no po niekoľkých minútach sa môže objaviť ostrá bolesť a chemické poleptanie. Kyselina fluorovodíková je veľmi škodlivá pre životné prostredie.

Kyselina chlorovodíková

HCl je chlorovodík a je silná kyselina. Chlorovodík zachováva vlastnosti kyselín patriacich do skupiny silných kyselín. Kyselina je priehľadná a bezfarebná, ale na vzduchu dymí. Chlorovodík je široko používaný v metalurgickom a potravinárskom priemysle.

Táto kyselina spôsobuje chemické popáleniny, no obzvlášť nebezpečné je dostať sa do očí.

Kyselina fosforečná

Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) - je to spôsobené jej vlastnosťami slabá kyselina. Ale aj slabé kyseliny môžu mať vlastnosti silných. Napríklad H 3 PO 4 sa v priemysle používa na obnovu železa z hrdze. Okrem toho je kyselina fosforečná (alebo ortofosforečná) široko používaná v poľnohospodárstve - vyrába sa z nej veľa rôznych hnojív.

Vlastnosti kyselín sú veľmi podobné – takmer každá z nich je pre ľudský organizmus veľmi škodlivá, H 3 PO 4 nie je výnimkou. Napríklad táto kyselina tiež spôsobuje ťažké chemické popáleniny, krvácanie z nosa a odlupovanie zubov.

Kyselina uhličitá

H 2 CO 3 je slabá kyselina. Získava sa rozpustením CO 2 ( oxid uhličitý v H20 (voda). Kyselina uhličitá sa používa v biológii a biochémii.

Hustota rôznych kyselín

Hustota kyselín je dôležité miesto v teoretickej a praktické časti chémia. Vďaka znalosti hustoty je možné určiť koncentráciu konkrétnej kyseliny a vyriešiť vypočítanú chemické problémy a pridať správne množstvo kyseliny na dokončenie reakcie. Hustota akejkoľvek kyseliny sa mení v závislosti od koncentrácie. Napríklad, čím vyššie je percento koncentrácie, tým vyššia je hustota.

Všeobecné vlastnosti kyselín

Absolútne všetky kyseliny sú (to znamená, že pozostávajú z niekoľkých prvkov periodickej tabuľky) a vo svojom zložení nevyhnutne zahŕňajú H (vodík). Ďalej sa pozrieme na to, ktoré sú bežné:

1. Všetky kyseliny obsahujúce kyslík (vo vzorci, v ktorom je prítomný O) tvoria pri rozklade vodu a tiež kyseliny bez kyslíka sa rozkladajú na jednoduché látky (napríklad 2HF sa rozkladá na F 2 a H 2).
2. Oxidujúce kyseliny reagujú so všetkými kovmi v sérii aktivity kovov (iba s tými, ktoré sa nachádzajú naľavo od H).
3. Interagujú s rôznymi soľami, ale len s tými, ktoré boli tvorené ešte slabšou kyselinou.

Podľa ich vlastných fyzikálne vlastnosti kyseliny sa od seba výrazne líšia. Koniec koncov, môžu mať zápach alebo nie, a tiež byť v rôznych rôznych stavov agregácie: kvapalné, plynné a dokonca pevné. Tuhé kyseliny sú veľmi zaujímavé na štúdium. Príklady takýchto kyselín: C2H204 a H3BO3.

Koncentrácia

Koncentrácia je množstvo, ktoré určuje kvantitatívne zloženie akékoľvek riešenie. Napríklad chemici často potrebujú určiť, koľko čistej kyseliny sírovej je prítomnej v zriedenej kyseline H2SO4. K tomu nalievajú malé množstvo rozrieďte kyselinu do odmerky, odvážte ju a pomocou tabuľky hustoty stanovte koncentráciu. Koncentrácia kyselín úzko súvisí s hustotou, často sa pri určovaní koncentrácie vyskytujú problémy s výpočtom, pri ktorých je potrebné určiť percento čistej kyseliny v roztoku.

Klasifikácia všetkých kyselín podľa počtu atómov H v ich chemickom vzorci

Jednou z najpopulárnejších klasifikácií je rozdelenie všetkých kyselín na jednosýtne, dvojsýtne a podľa toho na trojsýtne kyseliny. Príklady jednosýtnych kyselín: HNO 3 (dusičná), HCl (chlorovodíková), HF (fluorovodíková) a iné. Tieto kyseliny sa nazývajú jednosýtne, pretože obsahujú iba jeden atóm H. Takýchto kyselín je veľa, nie je možné si spomenúť úplne na každú. Musíte si len pamätať, že kyseliny sú klasifikované podľa počtu atómov H v ich zložení. Dvojsýtne kyseliny sú definované podobne. Príklady: H 2 SO 4 (sírová), H 2 S (sírovodík), H 2 CO 3 (uhlie) a iné. Trojsýtna: H3P04 (fosforečná).

Základná klasifikácia kyselín

Jednou z najpopulárnejších klasifikácií kyselín je ich rozdelenie na kyslík obsahujúce a bezkyslíkaté. Ako si zapamätať bez toho, aby sme to vedeli chemický vzorec látky, ktoré obsahujú kyslík?

Všetky bezkyslíkaté kyseliny neobsahujú dôležitý prvok O je kyslík, ale obsahuje H. Preto je k ich názvu vždy pripojené slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.

Ale môžete tiež napísať vzorec založený na názvoch kyselín obsahujúcich kyseliny. Napríklad, ak je počet atómov O v látke 4 alebo 3, potom sa k názvu vždy pridá prípona -n-, ako aj koncovka -aya-:

• H 2 SO 4 - síra (počet atómov - 4);
• H 2 SiO 3 - kremík (počet atómov - 3).

Ak má látka menej ako tri atómy kyslíka alebo tri, potom sa v názve používa prípona -ist-:

• HNO 2 - dusíkatá;
• H 2 SO 3 - sírová.

Všeobecné vlastnosti

Všetky kyseliny chutia kyslo a často jemne kovovo. Existujú však aj ďalšie podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.

Existujú látky nazývané indikátory. Indikátory zmenia svoju farbu, alebo farba zostane, ale zmení sa jej odtieň. K tomu dochádza, keď sú indikátory ovplyvnené inými látkami, napríklad kyselinami.

Príkladom zmeny farby je taký známy produkt ako čaj a kyselina citrónová. Keď sa do čaju pridá citrón, čaj sa postupne začne citeľne rozjasňovať. Je to spôsobené tým, že citrón obsahuje kyselinu citrónovú.

Sú aj iné príklady. Lakmus, ktorý v neutrálnom prostredí má fialovej farby, pri pridávaní kyseliny chlorovodíkovej zmení farbu na červenú.

Keď sú napätia v sérii napätia pred vodíkom, uvoľňujú sa bubliny plynu - H. Ak sa však kov, ktorý je v sérii napätia po H, umiestni do skúmavky s kyselinou, potom nedôjde k žiadnej reakcii, nedôjde k žiadnej vývoj plynu. Meď, striebro, ortuť, platina a zlato teda nereagujú s kyselinami.

V tomto článku sme preskúmali najznámejšie chemické kyseliny, ako aj ich hlavné vlastnosti a rozdiely.