Tabela mineralnih kislin. Imena nekaterih anorganskih kislin in soli

7. Kisline. Sol. Razmerje med razredi anorganskih snovi

7.1. kisline

Kisline so elektroliti, pri disociaciji katerih nastanejo samo vodikovi kationi H + kot pozitivno nabiti ioni (natančneje hidronijevi ioni H 3 O +).

Druga definicija: kisline so kompleksne snovi, sestavljene iz atoma vodika in kislinskih ostankov (tabela 7.1).

Tabela 7.1

Formule in imena nekaterih kislin, kislinskih ostankov in soli

V normalnih pogojih so lahko kisline trdne snovi (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) in tekočine (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Te kisline lahko obstajajo tako posamezno (100% oblika) kot v obliki razredčenih in koncentriranih raztopin. Na primer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH poznamo tako posamično kot v raztopinah.

Številne kisline poznamo le v raztopinah. To so vsi vodikovi halogenidi (HCl, HBr, HI), vodikov sulfid H 2 S, vodikov cianid (cianovodikov HCN), ogljikova kislina H 2 CO 3, žveplova H 2 SO 3 kislina, ki so raztopine plinov v vodi. Na primer, klorovodikova kislina je zmes HCl in H 2 O, ogljikova kislina je zmes CO 2 in H 2 O. Jasno je, da uporaba izraza "raztopina klorovodikove kisline" ni pravilna.

Večina kislin je topnih v vodi; kremenčeva kislina H 2 SiO 3 je netopna. Velika večina kislin ima molekularno strukturo. Primeri strukturnih formul kislin:

V večini kislinskih molekul, ki vsebujejo kisik, so vsi vodikovi atomi vezani na kisik. Vendar obstajajo izjeme:

Kisline so razvrščene glede na številne značilnosti (tabela 7.2).

Tabela 7.2

Razvrstitev kislin

Vse splošne kemijske lastnosti kislin so posledica prisotnosti presežnih vodikovih kationov H + (H 3 O +) v njihovih vodnih raztopinah.

1. Zaradi presežka H + ionov vodne raztopine kislin spremenijo barvo lakmusove vijolice in metiloranža v rdečo (fenolftalein ne spremeni barve in ostane brezbarven). V vodni raztopini šibke ogljikove kisline lakmus ni rdeč, ampak rožnat; raztopina nad oborino zelo šibke silicijeve kisline sploh ne spremeni barve indikatorjev.

2. Kisline medsebojno delujejo z bazičnimi oksidi, bazami in amfoternimi hidroksidi, amonijevim hidratom (glej poglavje 6).

Primer 7.1.

Za izvedbo transformacije BaO → BaSO 4 lahko uporabite: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2S04; d) SO 3.

rešitev. Transformacijo lahko izvedemo z uporabo H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 ne reagira z BaO in pri reakciji BaO s SO 2 nastane barijev sulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odgovor: 3).

3. Kisline reagirajo z amoniakom in njegovimi vodnimi raztopinami, da tvorijo amonijeve soli:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - amonijev klorid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijev sulfat.

4. Neoksidirajoče kisline reagirajo s kovinami, ki se nahajajo v seriji aktivnosti do vodika, da tvorijo sol in sprostijo vodik:

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

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Interakcija oksidacijskih kislin (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) s kovinami je zelo specifična in se upošteva pri preučevanju kemije elementov in njihovih spojin.

5. Kisline medsebojno delujejo s solmi. Reakcija ima številne značilnosti:

a) v večini primerov, ko močnejša kislina reagira s soljo šibkejše kisline, nastaneta sol šibke kisline in šibka kislina ali, kot pravijo, močnejša kislina izpodrine šibkejšo. Niz padajoče jakosti kislin izgleda takole:

Primeri reakcij, ki se pojavljajo:

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

Ne medsebojno delujejo, na primer KCl in H 2 SO 4 (razredčen), NaNO 3 in H 2 SO 4 (razredčen), K 2 SO 4 in HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 in H2CO3, CH3COOK in H2CO3;

b) v nekaterih primerih šibkejša kislina izpodrine močnejšo iz soli:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Take reakcije so možne, kadar se oborine nastalih soli ne raztopijo v nastalih razredčenih močnih kislinah (H 2 SO 4 in HNO 3);

c) v primeru nastanka oborin, ki so netopne v močnih kislinah, lahko pride do reakcije med močno kislino in soljo, ki jo tvori druga močna kislina:

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

Primer 7.2.

rešitev. Vse snovi iz vrstice 4 medsebojno delujejo s 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 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

V vrstici 1) reakcija s KCl (p-p) ni izvedljiva, v vrstici 2) - z Ag, v vrstici 3) - z NaNO 3 (p-p).

Odgovor: 4).

6. Koncentrirana žveplova kislina se v reakcijah s solmi obnaša zelo specifično. To je nehlapna in termično stabilna kislina, zato izpodriva vse močne kisline iz trdnih (!) soli, saj so bolj hlapne kot H2SO4 (konc):

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

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

Soli, ki jih tvorijo močne kisline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4), reagirajo samo s koncentrirano žveplovo kislino in le v trdnem stanju.

Primer 7.3.

Koncentrirana žveplova kislina za razliko od razredčene reagira:

3) KNO 3 (tv);

BaO + SO 2 = BaSO 3

rešitev. Obe kislini reagirata s KF, Na 2 CO 3 in Na 3 PO 4, samo H 2 SO 4 (konc.) reagira s KNO 3 (trdno).

Metode pridobivanja kislin so zelo raznolike. Anoksične kisline

• prejeti:

z raztapljanjem ustreznih plinov v vodi:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

iz soli z zamenjavo z močnejšimi ali manj hlapnimi kislinami:

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 Anoksične kisline

• Kisline, ki vsebujejo kisik

z raztapljanjem ustreznih kislih oksidov v vodi, medtem ko stopnja oksidacije elementa, ki tvori kislino, v oksidu in kislini ostane enaka (z izjemo 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

oksidacija nekovin z oksidacijskimi kislinami:

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

z izpodrivanjem močne kisline iz soli druge močne kisline (če se obori oborina, netopna v nastalih kislinah):

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

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

z izpodrivanjem hlapne kisline iz njenih soli z manj hlapno kislino.

V ta namen se najpogosteje uporablja nehlapna, termično stabilna koncentrirana žveplova kislina:

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

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

izpodrivanje šibkejše kisline iz njenih soli z močnejšo kislino:

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

Kisline lahko dobite v laboratoriju:

1) pri raztapljanju kislinskih oksidov v vodi:

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;

CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;

2) pri interakciji soli z močnimi kislinami:

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

Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3.

Kisline medsebojno delujejo s kovinami, bazami, bazičnimi in amfoternimi oksidi, amfoternimi hidroksidi in solmi:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 (koncentriran) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 ¯ + 2H 2 O;

2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;

6HI ​​​​+ Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;

AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .

Običajno kisline reagirajo samo s tistimi kovinami, ki so v nizu elektrokemičnih napetosti pred vodikom, pri čemer se sprosti prosti vodik. Takšne kisline ne delujejo z nizko aktivnimi kovinami (napetosti pridejo za vodikom v elektrokemični seriji). Kisline, ki so močni oksidanti (dušikova, koncentrirana žveplova), reagirajo z vsemi kovinami, razen s plemenitimi (zlato, platina), vendar se v tem primeru ne sprošča vodik, temveč voda in oksid, tj. na primer SO 2 ali NO 2.

Sol je produkt zamenjave vodika v kislini s kovino.

Vse soli so razdeljene na:

povprečje– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 itd.;

kislo– NaHCO 3, KH 2 PO 4;

glavni – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3.

Srednja sol je produkt popolne zamenjave vodikovih ionov v molekuli kisline s kovinskimi atomi.

Kisle soli vsebujejo atome vodika, ki lahko sodelujejo v reakcijah kemične izmenjave. V kislih soleh je prišlo do nepopolne zamenjave vodikovih atomov s kovinskimi atomi.

Bazične soli so produkt nepopolne zamenjave hidrokso skupin baz polivalentnih kovin s kislimi ostanki. Bazične soli vedno vsebujejo hidrokso skupino.

Srednje soli dobimo z interakcijo:

1) kisline in baze:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) kislinski in bazični oksid:

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;

3) kislinski oksid in baza:

SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

4) kisli in bazični oksidi:

MgO + CO 2 → MgCO 3 ;

5) kovina s kislino:

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

6) dve soli:

AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;

7) soli in kisline:

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

8) soli in alkalije:

CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4.

Kisle soli dobimo:

1) pri nevtralizaciji polibazičnih kislin z alkalijami v presežku kisline:

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) med interakcijo srednjih soli s kislinami:

CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) med hidrolizo soli, ki jih tvori šibka kislina:

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Glavne soli so pridobljene:

1) med reakcijo med polivalentno kovinsko bazo in kislino v presežku baze:

Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;

2) med interakcijo srednjih soli z alkalijami:

СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) med hidrolizo srednjih soli, ki jih tvorijo šibke baze:

AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

Soli lahko medsebojno delujejo s kislinami, alkalijami, drugimi solmi in vodo (reakcija hidrolize):

2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 6HNO 3 ;

FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;

Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.

V vsakem primeru se reakcija ionske izmenjave konča šele, ko nastane rahlo topna, plinasta ali šibko disociirajoča spojina.

Poleg tega lahko soli medsebojno delujejo s kovinami, pod pogojem, da je kovina bolj aktivna (ima bolj negativen potencial elektrode) kot kovina, vključena v sol:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Za soli so značilne tudi reakcije razgradnje:

BaCO 3 → BaO + CO 2;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Laboratorijsko delo št. 1

PRIDOBITEV IN LASTNOSTI

BAZE, KISLINE IN SOLI

Poskus 1. Priprava alkalij.

1.1. Interakcija kovine z vodo.

V kristalizator ali porcelanasto skodelico (približno 1/2 posode) nalijemo destilirano vodo. Pridobite od svojega učitelja kos kovinskega natrija, ki ste ga predhodno posušili s filtrirnim papirjem. V kristalizator z vodo spustimo košček natrija. Ko je reakcija končana, dodajte nekaj kapljic fenolftaleina. Upoštevajte opazovane pojave in sestavite enačbo za reakcijo. Poimenujte nastalo spojino in zapišite njeno strukturno formulo.

1.2. Interakcija kovinskega oksida z vodo.

V epruveto (1/3 epruvete) nalijemo destilirano vodo in vanjo damo kepo CaO, dobro premešamo, dodamo 1 - 2 kapljici fenolftaleina. Upoštevajte opazovane pojave, napišite reakcijsko enačbo. Poimenujte nastalo spojino in navedite njeno strukturno formulo.

kisline- elektroliti, pri disociaciji katerih iz pozitivnih ionov nastanejo samo ioni H +:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Vse kisline delimo na anorganske in organske (karboksilne), ki imajo tudi svojo (notranjo) klasifikacijo.

V normalnih pogojih obstaja precejšnja količina anorganskih kislin v tekočem stanju, nekatere v trdnem stanju (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organske kisline z do 3 ogljikovimi atomi so zelo mobilne, brezbarvne tekočine z značilnim ostrim vonjem; kisline s 4-9 atomi ogljika so oljnate tekočine z neprijetnim vonjem, kisline z velikim številom atomov ogljika pa so trdne snovi, netopne v vodi.

Kemijske formule kislin

Razmislimo o kemijskih formulah kislin na primeru več predstavnikov (tako anorganskih kot organskih): klorovodikova kislina - HCl, žveplova kislina - H 2 SO 4, fosforjeva kislina - H 3 PO 4, ocetna kislina - CH 3 COOH in benzojska kislina - C 6 H5COOH. Kemijska formula prikazuje kvalitativno in kvantitativno sestavo molekule (koliko in kateri atomi so vključeni v določeno spojino) S pomočjo kemijske formule lahko izračunate molekulsko maso kislin (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(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

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

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

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

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

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

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

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

Strukturne (grafične) formule kislin

Strukturna (grafična) formula snovi je bolj vizualna. Prikazuje, kako so atomi med seboj povezani znotraj molekule. Naj navedemo strukturne formule vsake od zgornjih spojin:

riž. 1. Strukturna formula klorovodikove kisline.

riž. 2. Strukturna formula žveplove kisline.

riž. 3. Strukturna formula fosforne kisline.

riž. 4. Strukturna formula ocetne kisline.

riž. 5. Strukturna formula benzojske kisline.

Ionske formule

Vse anorganske kisline so elektroliti, tj. sposobni disociirati v vodni raztopini na ione:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

PRIMER 2

Kisline so kemične spojine, ki lahko oddajo električno nabit vodikov ion (kation) in tudi sprejmejo dva medsebojno delujoča elektrona, kar povzroči tvorbo kovalentne vezi.

V tem članku si bomo ogledali bazične kisline, ki se preučujejo v srednjih razredih srednjih šol, in izvedeli tudi veliko zanimivih dejstev o najrazličnejših kislinah. Pa začnimo.

Kisline: vrste

V kemiji obstaja veliko različnih kislin, ki imajo zelo različne lastnosti. Kemiki ločijo kisline po vsebnosti kisika, hlapnosti, topnosti v vodi, trdnosti, stabilnosti in glede na to, ali spadajo v organski ali anorganski razred kemičnih spojin. V tem članku si bomo ogledali tabelo, ki predstavlja najbolj znane kisline. Tabela vam bo pomagala zapomniti ime kisline in njeno kemijsko formulo.

Torej, vse je jasno vidno. Ta tabela predstavlja najbolj znane kisline v kemični industriji. Tabela vam bo pomagala, da si veliko hitreje zapomnite imena in formule.

Vodikova sulfidna kislina

H 2 S je hidrosulfidna kislina. Njegova posebnost je v tem, da je tudi plin. Vodikov sulfid je zelo slabo topen v vodi in deluje tudi s številnimi kovinami. Vodikova sulfidna kislina spada v skupino "šibkih kislin", primere katerih bomo obravnavali v tem članku.

H 2 S ima rahlo sladek okus in tudi zelo močan vonj po gnilih jajcih. V naravi ga najdemo v naravnih ali vulkanskih plinih, sprošča pa se tudi pri razpadu beljakovin.

Lastnosti kislin so zelo raznolike, čeprav je kislina nepogrešljiva v industriji, je lahko zelo škodljiva za zdravje ljudi. Ta kislina je zelo strupena za ljudi. Pri vdihavanju majhne količine vodikovega sulfida oseba doživi glavobol, hudo slabost in omotico. Če oseba vdihne veliko količino H 2 S, lahko povzroči konvulzije, komo ali celo takojšnjo smrt.

Žveplova kislina

H 2 SO 4 je močna žveplova kislina, s katero se otroci seznanijo pri pouku kemije v 8. razredu. Kemične kisline, kot je žveplova kislina, so zelo močni oksidanti. H 2 SO 4 deluje kot oksidant na številne kovine, pa tudi na bazične okside.

H 2 SO 4 povzroča kemične opekline, ko pride v stik s kožo ali oblačili, vendar ni tako strupen kot vodikov sulfid.

Dušikova kislina

Močne kisline so v našem svetu zelo pomembne. Primeri takih kislin: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 je dobro znana dušikova kislina. Našla je široko uporabo v industriji in kmetijstvu. Uporablja se za izdelavo različnih gnojil, v nakitu, pri tiskanju fotografij, pri proizvodnji zdravil in barvil, pa tudi v vojaški industriji.

Kemične kisline, kot je dušikova kislina, so zelo škodljive za telo. Hlapi HNO 3 puščajo razjede, povzročajo akutno vnetje in draženje dihalnih poti.

Dušikova kislina

Dušikovo kislino pogosto zamenjujemo z dušikovo kislino, vendar med njima obstaja razlika. Dejstvo je, da je veliko šibkejši od dušika, ima popolnoma drugačne lastnosti in učinke na človeško telo.

HNO 2 je našel široko uporabo v kemični industriji.

Fluorovodikova kislina

Fluorovodikova kislina (ali vodikov fluorid) je raztopina H 2 O s HF. Formula kisline je HF. Fluorovodikova kislina se zelo aktivno uporablja v industriji aluminija. Uporablja se za raztapljanje silikatov, jedkanje silicija in silikatnega stekla.

Vodikov fluorid je zelo škodljiv za človeško telo in je glede na koncentracijo lahko blag narkotik. Če pride v stik s kožo, sprva ni sprememb, po nekaj minutah pa se lahko pojavi ostra bolečina in kemična opeklina. Fluorovodikova kislina je zelo škodljiva za okolje.

Klorovodikova kislina

HCl je vodikov klorid in je močna kislina. Klorovodik ohranja lastnosti kislin, ki spadajo v skupino močnih kislin. Kislina je na videz prozorna in brezbarvna, na zraku pa se kadi. Vodikov klorid se pogosto uporablja v metalurški in prehrambeni industriji.

Ta kislina povzroča kemične opekline, vendar je vstop v oči še posebej nevaren.

Fosforjeva kislina

Fosforjeva kislina (H 3 PO 4) je po svojih lastnostih šibka kislina. Toda tudi šibke kisline imajo lahko lastnosti močnih. Na primer, H 3 PO 4 se uporablja v industriji za obnovo železa pred rjo. Poleg tega se fosforna (ali ortofosforna) kislina pogosto uporablja v kmetijstvu - iz nje se izdeluje veliko različnih gnojil.

Lastnosti kislin so zelo podobne - skoraj vsaka od njih je zelo škodljiva za človeško telo, H 3 PO 4 ni izjema. Ta kislina na primer povzroča tudi hude kemične opekline, krvavitve iz nosu in krušenje zob.

Ogljikova kislina

H 2 CO 3 je šibka kislina. Pridobiva se z raztapljanjem CO 2 (ogljikov dioksid) v H 2 O (voda). Ogljikova kislina se uporablja v biologiji in biokemiji.

Gostota različnih kislin

Gostota kislin zavzema pomembno mesto v teoretičnem in praktičnem delu kemije. Če poznate gostoto, lahko določite koncentracijo določene kisline, rešite težave s kemijskim izračunom in dodate pravilno količino kisline za dokončanje reakcije. Gostota katere koli kisline se spreminja glede na koncentracijo. Na primer, višji kot je odstotek koncentracije, večja je gostota.

Splošne lastnosti kislin

Absolutno vse kisline so (to pomeni, da so sestavljene iz več elementov periodnega sistema) in v svoji sestavi nujno vključujejo H (vodik). Nato si bomo ogledali, kateri so pogosti:

1. Vse kisline, ki vsebujejo kisik (v formuli je prisoten O), pri razgradnji tvorijo vodo, tudi kisline brez kisika se razgradijo na enostavne snovi (npr. 2HF razpade na F 2 in H 2).
2. Oksidativne kisline reagirajo z vsemi kovinami v nizu aktivnosti kovin (samo s tistimi, ki se nahajajo levo od H).
3. Medsebojno delujejo z različnimi solmi, vendar le s tistimi, ki jih tvori še šibkejša kislina.

Kisline se med seboj močno razlikujejo po fizikalnih lastnostih. Konec koncev imajo lahko vonj ali ne in so tudi v različnih agregatnih stanjih: tekoči, plinasti in celo trdni. Trdne kisline so zelo zanimive za preučevanje. Primeri takih kislin: C 2 H 2 0 4 in H 3 BO 3.

koncentracija

Koncentracija je vrednost, ki določa kvantitativno sestavo katere koli raztopine. Na primer, kemiki morajo pogosto določiti, koliko čiste žveplove kisline je prisotne v razredčeni kislini H 2 SO 4. V ta namen vlijejo majhno količino razredčene kisline v merilno posodo, jo stehtajo in določijo koncentracijo z gostoto. Koncentracija kislin je tesno povezana z gostoto, pogosto se pri določanju koncentracije pojavijo težave pri izračunu, kjer morate določiti odstotek čiste kisline v raztopini.

Razvrstitev vseh kislin glede na število atomov H v njihovi kemijski formuli

Ena izmed najbolj priljubljenih klasifikacij je delitev vseh kislin na monobazične, dibazične in s tem tribazične kisline. Primeri enobazičnih kislin: HNO 3 (dušikova), HCl (klorovodikova), HF (fluorovodikova) in druge. Te kisline imenujemo monobazične, saj vsebujejo samo en atom H. Takih kislin je veliko, nemogoče si je zapomniti čisto vsako. Zapomniti si morate le, da so kisline razvrščene tudi glede na število atomov H v njihovi sestavi. Dibazične kisline so definirane podobno. Primeri: H 2 SO 4 (žveplov), H 2 S (vodikov sulfid), H 2 CO 3 (premog) in drugi. Tribazična: H 3 PO 4 (fosforna).

Osnovna klasifikacija kislin

Ena izmed najbolj priljubljenih klasifikacij kislin je njihova delitev na tiste, ki vsebujejo kisik, in tiste, ki ne vsebujejo kisika. Kako si zapomniti, ne da bi poznali kemijsko formulo snovi, da je kislina, ki vsebuje kisik?

Vse brezkisikove kisline nimajo pomembnega elementa O - kisika, vsebujejo pa H. Zato je ob njihovem imenu vedno pripeta beseda "vodik". HCl je H 2 S - vodikov sulfid.

Lahko pa napišete tudi formulo na podlagi imen kislin, ki vsebujejo kisline. Na primer, če je število atomov O v snovi 4 ali 3, se imenu vedno doda pripona -n- in končnica -aya-:

• H 2 SO 4 - žveplo (število atomov - 4);
• H 2 SiO 3 - silicij (število atomov - 3).

Če ima snov manj kot tri atome kisika ali tri, se v imenu uporablja pripona -ist-:

• HNO 2 - dušik;
• H 2 SO 3 - žveplov.

Splošne lastnosti

Vse kisline so kislega in pogosto rahlo kovinskega okusa. Obstajajo pa še druge podobne lastnosti, ki jih bomo zdaj obravnavali.

Obstajajo snovi, imenovane indikatorji. Indikatorji spremenijo barvo ali pa barva ostane, spremeni pa se njen odtenek. To se zgodi, ko na indikatorje vplivajo druge snovi, kot so kisline.

Primer spremembe barve je tako znan izdelek, kot sta čaj in citronska kislina. Ko čaju dodamo limono, se čaj postopoma opazno posvetli. To je posledica dejstva, da limona vsebuje citronsko kislino.

So še drugi primeri. Lakmus, ki je v nevtralnem okolju lila barve, se ob dodatku klorovodikove kisline obarva rdeče.

Ko so napetosti v napetostnem nizu pred vodikom, se sprostijo plinski mehurčki - H. Če pa kovino, ki je v napetostnem nizu za H, damo v epruveto s kislino, potem ne bo prišlo do reakcije, ne bo razvijanje plina. Tako baker, srebro, živo srebro, platina in zlato ne bodo reagirali s kislinami.

V tem članku smo preučili najbolj znane kemične kisline, pa tudi njihove glavne lastnosti in razlike.