Formulat për emrat e acideve dhe kripërat e tyre përkatëse. Vetitë kimike të acideve

Mbiemër fund.

Parashtesa që përdoren më shpesh në emra

Interpolimi i vlerave të referencës

Ndonjëherë është e nevojshme të zbuloni një vlerë të densitetit ose përqendrimit që nuk tregohet në tabelat e referencës. Parametri i kërkuar mund të gjendet me interpolim.

Shembull

Për përgatitjen e tretësirës së HCl u mor acidi i disponueshëm në laborator, dendësia e të cilit përcaktohej me hidrometër. Doli të ishte e barabartë me 1.082 g/cm3.

Nga tabela e referencës gjejmë se acidi me densitet 1.080 ka fraksioni masiv 16,74%, dhe nga 1,085 - 17,45%. Për të gjetur pjesën masive të acidit në një zgjidhje ekzistuese, ne përdorim formulën e interpolimit:

%,

ku është indeksi 1 i referohet një zgjidhjeje më të holluar, dhe 2 - më të koncentruar.

Parathënie………………………………………………………………………………….

1. Konceptet bazë të metodave titrimetrike të analizës......7

2. Metodat dhe metodat e titrimit……………………………………9

3. Llogaritja masë molare ekuivalentet……………………16

4. Mënyrat e të shprehurit përbërjen sasiore Zgjidhjet

në titrimetri…………………………………………………………..21

4.1. Zgjidhje detyra tipike mbi mënyrat e të shprehurit

përbërja sasiore e tretësirave………………………25

4.1.1. Llogaritja e përqendrimit të tretësirës nga të njohura për masat dhe vëllimi i zgjidhjes………………………………………..26

4.1.1.1. Probleme për zgjidhje të pavarur...29

4.1.2. Shndërrimi i një përqendrimi në një tjetër…………30

4.1.2.1. Probleme për zgjidhje të pavarur...34

5. Metodat e përgatitjes së tretësirave………………………………36

5.1. Zgjidhja e problemeve tipike për përgatitjen e zgjidhjeve

në mënyra të ndryshme…………………………………..39

5.2. Probleme për zgjidhje të pavarur…………………….48

6. Llogaritja e rezultateve të analizës titrimetrike.......................51

6.1. Llogaritja e rezultateve të drejtpërdrejta dhe të zëvendësimit

titrimi……………………………………………………………………………………………………………………………

6.2. Llogaritja e rezultateve të titrimit mbrapa…………………56

7. Metoda e neutralizimit (titrimi acido-bazik)……59

7.1. Shembuj të zgjidhjes së problemeve tipike………………………..68

7.1.1. Titrimi i drejtpërdrejtë dhe zëvendësues……………68

7.1.1.1. Probleme për zgjidhje të pavarur...73

7.1.2. Titrimi i pasëm……………………………..76

7.1.2.1. Probleme për zgjidhje të pavarur...77

8. Metoda oksido-reduktuese (redoksimetria)…………80

8.1. Probleme për zgjidhje të pavarur…………………….89

8.1.1. Reaksionet redoks……..89

8.1.2. Llogaritja e rezultateve të titrimit………………………90

8.1.2.1. Titrimi i zëvendësimit………………90

8.1.2.2. Titrimi përpara dhe mbrapsht…………..92

9. Metoda e kompleksimit; kompleksometria...................94

9.1. Shembuj të zgjidhjes së problemeve tipike…………………………102

9.2. Probleme për zgjidhje të pavarur……………………104

10. Metoda e depozitimit …………………………………………………… 106

10.1. Shembuj të zgjidhjes së problemeve tipike……………………….110

10.2. Probleme për zgjidhje të pavarur……………….114

11. Detyrat individuale sipas titrimetrike

metodat e analizës…………………………………………………………… 117

11.1. Plani për kryerjen e një detyre individuale…………117

11.2. Opsione për detyra individuale…………………….123

Përgjigjet e problemeve…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

Simbolet…………………………………………………….…127

Shtojca………………………………………………………128

EDICIONI ARSIMOR

KIMIA ANALITIKE

Acidet mund të merren në laborator:

1) kur shpërndahen oksidet e acidit në ujë:

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;

CrO3 + H2O → H2CrO4;

2) kur kripërat ndërveprojnë me acide të forta:

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

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

Acidet ndërveprojnë me metale, baza, bazë dhe oksidet amfoterike, hidroksidet amfoterike dhe kripërat:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;

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

H2SO4 + Ca(OH) 2 → CaSO4 ¯ + 2H2O;

2HBr + MgO → MgBr2 + H2O;

6HI ​​+ Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;

H2SO4 + Zn(OH) 2 → ZnSO4 + 2H2O;

AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .

Në mënyrë tipike, acidet reagojnë vetëm me ato metale që janë seri elektrokimike tensionet rriten në hidrogjen dhe lirohet hidrogjeni i lirë. Acidet e tilla nuk ndërveprojnë me metale me aktivitet të ulët (tensionet vijnë pas hidrogjenit në serinë elektrokimike). Acidet, të cilët janë agjentë të fortë oksidues (nitrik, sulfurik i koncentruar), reagojnë me të gjitha metalet, me përjashtim të atyre fisnikë (ari, platini), por në këtë rast nuk çlirohet hidrogjeni, por uji dhe oksidi. shembull, SO 2 ose NO 2.

Një kripë është produkt i zëvendësimit të hidrogjenit në një acid me një metal.

Të gjitha kripërat ndahen në:

mesatare– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2, etj.;

i thartë– NaHCO 3, KH 2 PO 4;

kryesore - CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3.

Një kripë e mesme është produkt i zëvendësimit të plotë të joneve të hidrogjenit në një molekulë acidi me atome metalike.

Kripërat e acidit përmbajnë atome hidrogjeni që mund të marrin pjesë në reaksionet e shkëmbimit kimik. Në kripërat acidike, ndodhi zëvendësimi jo i plotë i atomeve të hidrogjenit me atome metalike.

Kripërat bazë janë produkt i zëvendësimit jo të plotë të grupeve hidrokso të bazave metalike polivalente me mbetje acidike. Kripërat bazë përmbajnë gjithmonë një grup hidrokso.

Kripërat mesatare fitohen nga bashkëveprimi:

1) acidet dhe bazat:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) acidi dhe oksidi bazë:

H2SO4 + CaO → CaSO4 ¯ + H2O;

3) oksid acidi dhe arsyet:

SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

4) oksidet acidike dhe bazike:

MgO + CO 2 → MgCO 3 ;

5) metal me acid:

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

6) dy kripëra:

AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;

7) kripërat dhe acidet:

Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3¯;

8) kripërat dhe alkalet:

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

Kripërat acide fitohen:

1) kur neutralizon acidet polibazike me alkali në acid të tepërt:

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) gjatë bashkëveprimit të kripërave të mesme me acidet:

CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) gjatë hidrolizës së kripërave të formuara acid i dobët:

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Kripërat kryesore merren:

1) gjatë një reaksioni midis një baze metali polivalent dhe një acidi që tejkalon bazën:

Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H2O;

2) gjatë bashkëveprimit të kripërave të mesme me alkalet:

СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) gjatë hidrolizës së kripërave mesatare të formuara baza të dobëta:

AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

Kripërat mund të ndërveprojnë me acidet, alkalet, kripërat e tjera dhe ujin (reaksioni i hidrolizës):

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.

Në çdo rast, reaksioni i shkëmbimit të joneve vazhdon deri në përfundim vetëm kur formohet një përbërje e dobët e tretshme, e gaztë ose e dobët.

Përveç kësaj, kripërat mund të ndërveprojnë me metalet, me kusht që metali të jetë më aktiv (ka më negativ potenciali i elektrodës) sesa metali që përmbahet në kripë:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Kripërat karakterizohen gjithashtu nga reaksionet e dekompozimit:

BaCO 3 → BaO + CO 2;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Puna laboratorike №1

PËRFITJA DHE PRONA

BAZA, ACIDE DHE KRIPËRA

Eksperimenti 1. Përgatitja e alkaleve.

1.1. Ndërveprimi i metalit me ujin.

Hidhni ujë të distiluar në një kristalizues ose filxhan porcelani (rreth 1/2 e enës). Merrni nga mësuesi juaj një copë metal natriumi, të tharë më parë me letër filtri. Hidhni një copë natriumi në një kristalizues me ujë. Pasi të ketë përfunduar reagimi, shtoni disa pika fenolftaleinë. Vini re dukuritë e vëzhguara dhe krijoni një ekuacion për reaksionin. Emërtoni përbërjen që rezulton dhe shkruani formulën e saj strukturore.

1.2. Ndërveprimi i oksidit të metalit me ujin.

Hidhni ujë të distiluar në një epruvetë (1/3 e epruvetës) dhe vendosni një copë CaO në të, përzieni mirë, shtoni 1 - 2 pika fenolftaleinë. Shënoni dukuritë e vëzhguara, shkruani ekuacionin e reaksionit. Emërtoni përbërjen që rezulton dhe jepni formulën e saj strukturore.

Më lejoni t'ju kujtoj shkurtimisht shembuj specifikë si të quhen siç duhet kripërat.

Shembulli 1. Kripa K 2 SO 4 formohet nga një mbetje e acidit sulfurik (SO 4) dhe metali K. Kripërat e acidit sulfurik quhen sulfate. K 2 SO 4 - sulfat kaliumi.

Shembulli 2. FeCl 3 - kripa përmban hekur dhe një mbetje të acidit klorhidrik (Cl). Emri i kripës: klorur hekuri (III). Ju lutemi vini re: në në këtë rast ne nuk duhet vetëm të emërtojmë metalin, por edhe të tregojmë valencën e tij (III). Në shembullin e mëparshëm, kjo nuk ishte e nevojshme, pasi valenca e natriumit është konstante.

E rëndësishme: emri i kripës duhet të tregojë valencën e metalit vetëm nëse metali ka një valencë të ndryshueshme!

Shembulli 3. Ba(ClO) 2 - kripa përmban barium dhe pjesën e mbetur të acidit hipoklorik (ClO). Emri i kripës: hipoklorit barium. Valenca e metalit Ba në të gjitha përbërjet e tij është dy, nuk ka nevojë të tregohet.

Shembulli 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Grupi NH 4 quhet amonium, valenca e këtij grupi është konstante. Emri i kripës: dikromat amonit (dikromat).

Në shembujt e mësipërm kemi hasur vetëm të ashtuquajturat. kripëra mesatare ose normale. Kripëra acide, bazike, të dyfishta dhe komplekse, kripëra acidet organike nuk do të diskutohet këtu.

Nëse jeni të interesuar jo vetëm për nomenklaturën e kripërave, por edhe për metodat e përgatitjes së tyre dhe vetitë kimike, ju rekomandoj t'i referoheni seksioneve përkatëse të librit të referencës së kimisë: "

Acidet quhen substanca komplekse, molekulat e të cilave përfshijnë atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen ose shkëmbehen me atome metali dhe një mbetje acidi.

Në bazë të pranisë ose mungesës së oksigjenit në molekulë, acidet ndahen në ato që përmbajnë oksigjen.(H2SO4 acid sulfurik, H2SO3 acid squfuri, HNO3 Acid nitrik, acid fosforik H 3 PO 4, acid karbonik H 2 CO 3, acid silicik H 2 SiO 3) dhe pa oksigjen(Acidi hidrofluorik HF, acidi klorhidrik HCl ( acid klorhidrik), acid hidrobromik HBr, acid hidrojodik HI, acid hidrosulfid H 2 S).

Në varësi të numrit të atomeve të hidrogjenit në molekulën e acidit, acidet janë monobazike (me 1 atom H), dybazike (me 2 atome H) dhe tribazike (me 3 atome H). Për shembull, acidi nitrik HNO 3 është monobazik, pasi molekula e tij përmban një atom hidrogjeni, acid sulfurik H 2 SO 4 – dybazike etj.

Ka shumë pak përbërje inorganike që përmbajnë katër atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen nga një metal.

Pjesa e një molekule acidi pa hidrogjen quhet mbetje acide.

Mbetjet acidike mund të përbëhet nga një atom (-Cl, -Br, -I) - këto janë mbetje të thjeshta acidike, ose mund të përbëhen nga një grup atomesh (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - këto janë mbetje komplekse.

NË tretësirat ujore Gjatë reaksioneve të shkëmbimit dhe zëvendësimit, mbetjet acidike nuk shkatërrohen:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Fjala anhidrid do të thotë anhidër, domethënë një acid pa ujë. Për shembull,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Acidet anoksike nuk kanë anhidride.

Acidet e marrin emrin e tyre nga emri i elementit formues acid (agjent acid formues) me shtimin e mbaresave "naya" dhe më rrallë "vaya": H 2 SO 4 - sulfurik; H 2 SO 3 – qymyr; H 2 SiO 3 – silic, etj.

Elementi mund të formojë disa acide oksigjeni. Në këtë rast, mbaresat e treguara në emër të acideve do të jenë kur elementi shfaqet valencë më të lartë(në një molekulë acidi përmbajtje e madhe atomet e oksigjenit). Nëse elementi shfaq një valencë më të ulët, mbarimi në emër të acidit do të jetë "bosh": HNO 3 - nitrik, HNO 2 - azot.

Acidet mund të merren duke tretur anhidridet në ujë. Nëse anhidridet janë të patretshme në ujë, acidi mund të përftohet nga veprimi i një acidi tjetër më të fortë mbi kripën e acidit të kërkuar. Kjo metodë është tipike si për acidet oksigjen ashtu edhe për acidet pa oksigjen. Acidet pa oksigjen përftohen gjithashtu nga sinteza e drejtpërdrejtë nga hidrogjeni dhe një jometal, e ndjekur nga shpërbërja e përbërjes që rezulton në ujë:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Zgjidhjet e marra substanca të gazta HCl dhe H 2 S janë acide.

Në kushte normale, acidet ekzistojnë si në gjendje të lëngët ashtu edhe në gjendje të ngurtë.

Vetitë kimike acidet

Tretësirat e acidit veprojnë në tregues. Të gjitha acidet (përveç silicit) janë shumë të tretshëm në ujë. Substancat speciale - treguesit ju lejojnë të përcaktoni praninë e acidit.

Treguesit janë substanca strukturë komplekse. Ata ndryshojnë ngjyrën e tyre në varësi të ndërveprimit të tyre me të ndryshme kimikatet. Në tretësirat neutrale kanë një ngjyrë, në tretësirat e bazave kanë një ngjyrë tjetër. Kur ndërveprojnë me një acid, ata ndryshojnë ngjyrën e tyre: treguesi i portokallit metil bëhet i kuq, dhe treguesi i lakmusit gjithashtu bëhet i kuq.

Ndërveproni me bazat me formimin e ujit dhe kripës, e cila përmban një mbetje acidi të pandryshuar (reaksioni i neutralizimit):

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

Ndërveproni me oksidet bazë me formimin e ujit dhe kripës (reaksioni i neutralizimit). Kripa përmban mbetjen acide të acidit që u përdor në reaksionin e neutralizimit:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Ndërveproni me metalet. Që acidet të ndërveprojnë me metalet, duhet të plotësohen disa kushte:

1. metali duhet të jetë mjaftueshëm aktiv në lidhje me acidet (në serinë e aktivitetit të metaleve duhet të vendoset para hidrogjenit). Sa më në të majtë të jetë një metal në serinë e aktivitetit, aq më intensivisht ndërvepron me acidet;

2. acidi duhet të jetë mjaft i fortë (d.m.th. i aftë të dhurojë jone hidrogjen H +).

Kur ndodhin reaksione kimike të acidit me metale, formohet kripa dhe lirohet hidrogjen (përveç ndërveprimit të metaleve me acidet nitrik dhe sulfurik të koncentruar):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Ende keni pyetje? Dëshironi të dini më shumë për acidet?
Për të marrë ndihmë nga një mësues, regjistrohu.
Mësimi i parë është falas!

faqe interneti, kur kopjoni materialin plotësisht ose pjesërisht, kërkohet një lidhje me burimin.

Këto janë substanca që shpërndahen në tretësirë ​​për të formuar jone hidrogjeni.

Acidet klasifikohen nga forca e tyre, nga baziteti i tyre dhe nga prania ose mungesa e oksigjenit në acid.

Nga forcaacidet ndahen në të fortë dhe të dobët. Më e rëndësishmja acide të forta- azoti HNO 3, H2SO4 sulfurik dhe HCl klorhidrik.

Sipas pranisë së oksigjenit dallimi midis acideve që përmbajnë oksigjen ( HNO3, H3PO4 etj.) dhe acide pa oksigjen ( HCl, H 2 S, HCN, etj.).

Nga baza, d.m.th. Sipas numrit të atomeve të hidrogjenit në një molekulë acidi që mund të zëvendësohet nga atomet metalike për të formuar një kripë, acidet ndahen në monobazike (për shembull, HNO 3, HCl), dybazike (H 2 S, H 2 SO 4), tribazike (H 3 PO 4), etj.

Emrat e acideve pa oksigjen rrjedhin nga emri i jometalit me shtimin e mbaresës - hidrogjen: HCl - acid klorhidrik, H2S e - acidi hidroselenik, HCN - acid hidrocianik.

Emrat e acideve që përmbajnë oksigjen formohen gjithashtu nga emri rus i elementit përkatës me shtimin e fjalës "acid". Në këtë rast, emri i acidit në të cilin elementi është në gjendjen më të lartë të oksidimit përfundon me "naya" ose "ova", për shembull, H2SO4 - acid sulfurik, HClO4 - acid perklorik, H3AsO4 - acid arseniku. Me një ulje të shkallës së oksidimit të elementit formues acid, mbaresat ndryshojnë në sekuencën e mëposhtme: "ovate" ( HClO3 - acid perklorik), "i ngurtë" ( HClO2 - acid kloroz), "ovat" ( H O Cl - acid hipoklorik). Nëse një element formon acide ndërsa është vetëm në dy gjendje oksidimi, atëherë emri i acidit që korrespondon me gjendjen më të ulët të oksidimit të elementit merr mbaresën "iste" ( HNO3 - Acid nitrik, HNO2 - acidi azotik).

Tabela - Acidet më të rëndësishme dhe kripërat e tyre

Marrja e acideve

1. Acidet pa oksigjen mund të përftohen nga kombinimi i drejtpërdrejtë i jometaleve me hidrogjenin:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Acidet që përmbajnë oksigjen shpesh mund të merren duke kombinuar drejtpërdrejt oksidet e acidit me ujin:

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

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.

3. Të dy acidet pa oksigjen dhe ato që përmbajnë oksigjen mund të përftohen nga reaksionet e shkëmbimit midis kripërave dhe acideve të tjera:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. Në disa raste, reaksionet redoks mund të përdoren për të prodhuar acide:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Vetitë kimike të acideve

1. Vetia kimike më karakteristike e acideve është aftësia e tyre për të reaguar me bazat (si dhe oksidet bazike dhe amfoterike) për të formuar kripëra, për shembull:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.

2. Aftësia për të bashkëvepruar me disa metale në serinë e tensionit deri në hidrogjen, me çlirimin e hidrogjenit:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

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

3. Me kripërat, nëse formohet një kripë paksa e tretshme ose një substancë e avullueshme:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

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

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H 2 O.

Vini re se acidet polibazike shpërndahen hap pas hapi dhe lehtësia e shpërbërjes në çdo hap zvogëlohet, prandaj, për acidet polibazike, në vend të kripërave mesatare, shpesh formohen kripëra acidike (në rastin e një tepricë të acidit reagues):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Një rast i veçantë i ndërveprimit acid-bazë është reaksioni i acideve me tregues, duke çuar në ndryshimin e ngjyrës, i cili përdoret prej kohësh për zbulimin cilësor të acideve në tretësirë. Pra, lakmusi ndryshon ngjyrën në një mjedis acid në të kuqe.

5. Kur nxehen, acidet që përmbajnë oksigjen dekompozohen në oksid dhe ujë (mundësisht në prani të një agjenti që largon ujin P2O5):

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

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina