Tabela e acideve minerale. Emrat e disa acideve dhe kripërave inorganike

7. Acidet. Kripë. Marrëdhënia midis klasave të substancave inorganike

7.1. Acidet

Acidet janë elektrolite, nga shpërbërja e të cilave vetëm kationet e hidrogjenit H + formohen si jone të ngarkuar pozitivisht (më saktë, jonet e hidroniumit H 3 O +).

Një përkufizim tjetër: acidet janë substanca komplekse që përbëhen nga një atom hidrogjeni dhe mbetje acide (Tabela 7.1).

Tabela 7.1

Formulat dhe emrat e disa acideve, mbetjeve acide dhe kripërave

Në kushte normale, acidet mund të jenë të ngurta (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) dhe të lëngshme (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Këto acide mund të ekzistojnë si individualisht (100% formë) ashtu edhe në formën e tretësirave të holluara dhe të koncentruara. Për shembull, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH njihen si individualisht ashtu edhe në tretësirë.

Një numër acidesh njihen vetëm në tretësirë. Këto janë të gjitha halidet e hidrogjenit (HCl, HBr, HI), sulfuri i hidrogjenit H 2 S, cianidi i hidrogjenit (HCN hidrogjenik), karbonik H 2 CO 3, acidi squfurik H 2 SO 3, të cilat janë tretësira të gazeve në ujë. Për shembull, acidi klorhidrik është një përzierje e HCl dhe H 2 O, acidi karbonik është një përzierje e CO 2 dhe H 2 O. Është e qartë se përdorimi i shprehjes "tretësirë ​​e acidit klorhidrik" është i pasaktë.

Shumica e acideve janë të tretshëm në ujë; Shumica dërrmuese e acideve kanë një strukturë molekulare. Shembuj të formulave strukturore të acideve:

Në shumicën e molekulave të acidit që përmbajnë oksigjen, të gjithë atomet e hidrogjenit janë të lidhur me oksigjenin. Por ka përjashtime:

Acidet klasifikohen sipas një numri karakteristikash (Tabela 7.2).

Tabela 7.2

Klasifikimi i acideve

Të gjitha vetitë e përgjithshme kimike të acideve janë për shkak të pranisë në tretësirat ujore të tyre të tepërt të kationeve të hidrogjenit H + (H 3 O +).

1. Për shkak të tepricës së joneve H +, tretësirat ujore të acideve ndryshojnë ngjyrën e lakmus vjollcës dhe metil portokallit në të kuqe (fenolftaleina nuk ndryshon ngjyrën dhe mbetet e pangjyrë). Në një tretësirë ​​ujore të acidit karbonik të dobët, lakmusi nuk është i kuq, por një zgjidhje mbi një precipitat të acidit silicik shumë të dobët nuk e ndryshon fare ngjyrën e treguesve.

2. Acidet ndërveprojnë me oksidet bazë, bazat dhe hidroksidet amfoterike, hidratin e amoniakut (shih Kapitullin 6).

Shembulli 7.1.

Për të kryer transformimin BaO → BaSO 4 mund të përdorni: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.

Zgjidhje. Transformimi mund të kryhet duke përdorur H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 nuk reagon me BaO, dhe në reaksionin e BaO me SO 2 formohet sulfiti i bariumit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Përgjigje: 3).

3. Acidet reagojnë me amoniakun dhe tretësirat ujore të tij për të formuar kripërat e amonit:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - klorur amoni;

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

4. Acidet jooksiduese reagojnë me metalet e vendosura në serinë e aktivitetit deri në hidrogjen për të formuar një kripë dhe lëshojnë hidrogjen:

H 2 SO 4 (i holluar) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Ndërveprimi i acideve oksiduese (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) me metalet është shumë specifik dhe merret parasysh gjatë studimit të kimisë së elementeve dhe përbërjeve të tyre.

5. Acidet ndërveprojnë me kripërat. Reagimi ka një numër karakteristikash:

a) në shumicën e rasteve, kur një acid më i fortë reagon me një kripë të një acidi më të dobët, formohet një kripë e një acidi të dobët dhe një acid i dobët, ose, siç thonë ata, një acid më i fortë zëvendëson një më të dobët. Seria e zvogëlimit të forcës së acideve duket si kjo:

Shembuj të reaksioneve që ndodhin:

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

Mos ndërveproni me njëri-tjetrin, për shembull, KCl dhe H 2 SO 4 (i holluar), NaNO 3 dhe H 2 SO 4 (i holluar), K 2 SO 4 dhe HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 dhe H2CO3, CH3 COOK dhe H2CO3;

b) në disa raste, një acid më i dobët zëvendëson një më të fortë nga një kripë:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Reaksione të tilla janë të mundshme kur precipitatet e kripërave që rezultojnë nuk treten në acidet e forta të holluara që rezultojnë (H 2 SO 4 dhe HNO 3 );

c) në rastin e formimit të precipitateve që janë të patretshëm në acide të forta, mund të ndodhë një reaksion midis një acidi të fortë dhe një kripe të formuar nga një acid tjetër i fortë:

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

Shembulli 7.2.

Zgjidhje. Të gjitha substancat e rreshtit 4 ndërveprojnë me 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

Në rreshtin 1) reaksioni me KCl (p-p) nuk është i realizueshëm, në rreshtin 2) - me Ag, në rreshtin 3) - me NaNO 3 (p-p).

Përgjigje: 4).

6. Acidi sulfurik i koncentruar sillet shumë specifik në reaksionet me kripërat. Ky është një acid jo i paqëndrueshëm dhe termikisht i qëndrueshëm, prandaj zhvendos të gjitha acidet e forta nga kripërat e ngurta (!), pasi ato janë më të paqëndrueshme se H2SO4 (konc):

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

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

Kripërat e formuara nga acidet e forta (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagojnë vetëm me acidin sulfurik të koncentruar dhe vetëm kur janë në gjendje të ngurtë.

Shembulli 7.3.

Acidi sulfurik i koncentruar, ndryshe nga ai i holluar, reagon:

3) KNO 3 (tv);

BaO + SO 2 = BaSO 3

Zgjidhje. Të dy acidet reagojnë me KF, Na 2 CO 3 dhe Na 3 PO 4, dhe vetëm H 2 SO 4 (konc.) reagojnë me KNO 3 (i ngurtë).

Metodat për prodhimin e acideve janë shumë të ndryshme. Acidet anoksike

• merrni:

duke tretur gazrat përkatës në ujë:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

nga kripërat me zhvendosje me acide më të forta ose më pak të paqëndrueshme:

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 Acidet anoksike

• Acidet që përmbajnë oksigjen

duke tretur oksidet përkatëse acidike në ujë, ndërsa shkalla e oksidimit të elementit formues acid në oksid dhe acid mbetet e njëjtë (me përjashtim të 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

oksidimi i jometaleve me acide oksiduese:

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

duke zhvendosur një acid të fortë nga një kripë e një acidi tjetër të fortë (nëse precipiton një precipitat i pazgjidhshëm në acidet që rezultojnë):

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

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

duke zhvendosur një acid të avullueshëm nga kripërat e tij me një acid më pak të avullueshëm.

Për këtë qëllim, përdoret më shpesh acidi sulfurik i koncentruar jo i paqëndrueshëm, termikisht i qëndrueshëm:

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

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

zhvendosja e një acidi më të dobët nga kripërat e tij nga një acid më i fortë:

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

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, okside bazike dhe amfoterike, hidrokside amfoterike dhe kripëra:

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 vijnë para hidrogjenit në serinë e tensionit elektrokimik, dhe hidrogjeni i lirë lirohet. 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 acidike 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:

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;

3) oksidi dhe baza e acidit:

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 acidike fitohen:

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

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) gjatë bashkëveprimit të kripërave mesatare me acidet:

CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) gjatë hidrolizës së kripërave të formuara nga një 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 nga 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 pak e tretshme, e gaztë ose e dobët e shkëputur.

Përveç kësaj, kripërat mund të ndërveprojnë me metalet, me kusht që metali të jetë më aktiv (ka një potencial elektrodë më negativ) sesa metali i përfshirë 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 nr. 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 filxhan kristalizues ose 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.

Acidet- elektrolite, pas ndarjes së të cilave vetëm jonet H + formohen nga jonet pozitive:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Të gjitha acidet klasifikohen në inorganike dhe organike (karboksilike), të cilat gjithashtu kanë klasifikimet e tyre (të brendshme).

Në kushte normale, një sasi e konsiderueshme e acideve inorganike ekzistojnë në gjendje të lëngshme, disa në gjendje të ngurtë (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Acidet organike me deri në 3 atome karboni janë lëngje shumë të lëvizshme, pa ngjyrë me një erë karakteristike të athët; acidet me 4-9 atome karboni janë lëngje vajore me erë të pakëndshme, dhe acidet me një numër të madh atomesh karboni janë lëndë të ngurta të patretshme në ujë.

Formulat kimike të acideve

Le të shqyrtojmë formulat kimike të acideve duke përdorur shembullin e disa përfaqësuesve (si inorganik ashtu edhe organik): acid klorhidrik - HCl, acid sulfurik - H 2 SO 4, acid fosforik - H 3 PO 4, acid acetik - CH 3 COOH dhe benzoik acid - C 6 H5COOH. Formula kimike tregon përbërjen cilësore dhe sasiore të molekulës (sa dhe cilët atome përfshihen në një përbërje të veçantë, duke përdorur formulën kimike, mund të llogarisni peshën molekulare të acideve (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);

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

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

Mr(C6H5COOH) = 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.

Formulat strukturore (grafike) të acideve

Formula strukturore (grafike) e një substance është më e qartë. Ai tregon se si atomet janë të lidhura me njëri-tjetrin brenda një molekule. Le të tregojmë formulat strukturore të secilit prej përbërjeve të mësipërme:

Oriz. 1. Formula strukturore e acidit klorhidrik.

Oriz. 2. Formula strukturore e acidit sulfurik.

Oriz. 3. Formula strukturore e acidit fosforik.

Oriz. 4. Formula strukturore e acidit acetik.

Oriz. 5. Formula strukturore e acidit benzoik.

Formulat jonike

Të gjitha acidet inorganike janë elektrolite, d.m.th. në gjendje të shpërbëhet në një tretësirë ​​ujore në jone:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H2SO4↔2H + + SO42-;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

SHEMBULL 2

Acidet janë komponime kimike që janë të afta të dhurojnë një jon hidrogjeni (kation) të ngarkuar elektrikisht dhe gjithashtu të pranojnë dy elektrone ndërvepruese, duke rezultuar në formimin e një lidhje kovalente.

Në këtë artikull do të shikojmë acidet bazë që studiohen në klasat e mesme të shkollave të mesme, dhe gjithashtu do të mësojmë shumë fakte interesante për një shumëllojshmëri të gjerë të acideve. Le të fillojmë.

Acidet: llojet

Në kimi, ka shumë acide të ndryshme që kanë veti shumë të ndryshme. Kimistët i dallojnë acidet nga përmbajtja e tyre e oksigjenit, paqëndrueshmëria, tretshmëria në ujë, forca, qëndrueshmëria dhe nëse ato i përkasin klasës organike ose inorganike të përbërjeve kimike. Në këtë artikull do të shikojmë një tabelë që paraqet acidet më të famshme. Tabela do t'ju ndihmojë të mbani mend emrin e acidit dhe formulën e tij kimike.

Pra, gjithçka është qartë e dukshme. Kjo tabelë paraqet acidet më të njohura në industrinë kimike. Tabela do t'ju ndihmojë të mbani mend emrat dhe formulat shumë më shpejt.

Acidi sulfid hidrogjeni

H 2 S është acid hidrosulfid. E veçanta e tij qëndron në faktin se është edhe gaz. Sulfidi i hidrogjenit është shumë dobët i tretshëm në ujë, dhe gjithashtu ndërvepron me shumë metale. Acidi i sulfurit të hidrogjenit i përket grupit të "acideve të dobëta", shembuj të të cilave do të shqyrtojmë në këtë artikull.

H 2 S ka një shije pak të ëmbël dhe gjithashtu një erë shumë të fortë veze të kalbur. Në natyrë, mund të gjendet në gaze natyrore ose vullkanike, dhe gjithashtu lirohet gjatë kalbjes së proteinave.

Vetitë e acideve janë shumë të ndryshme, edhe nëse një acid është i domosdoshëm në industri, ai mund të jetë shumë i dëmshëm për shëndetin e njeriut. Ky acid është shumë toksik për njerëzit. Kur thithet një sasi e vogël e sulfurit të hidrogjenit, një person përjeton dhimbje koke, të përziera të forta dhe marramendje. Nëse një person thith një sasi të madhe të H 2 S, kjo mund të çojë në konvulsione, koma apo edhe vdekje të menjëhershme.

Acidi sulfurik

H 2 SO 4 është një acid sulfurik i fortë, me të cilin fëmijët njihen në mësimet e kimisë në klasën e 8-të. Acidet kimike si acidi sulfurik janë agjentë shumë të fortë oksidues. H 2 SO 4 vepron si një agjent oksidues në shumë metale, si dhe në oksidet bazë.

H 2 SO 4 shkakton djegie kimike kur bie në kontakt me lëkurën ose veshjen, por nuk është aq toksik sa sulfuri i hidrogjenit.

Acidi nitrik

Acidet e forta janë shumë të rëndësishme në botën tonë. Shembuj të acideve të tilla: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 është një acid nitrik i njohur. Ka gjetur aplikim të gjerë në industri si dhe në bujqësi. Përdoret për prodhimin e plehrave të ndryshme, në bizhuteri, në printimin e fotografive, në prodhimin e ilaçeve dhe ngjyrave, si dhe në industrinë ushtarake.

Acidet kimike si acidi nitrik janë shumë të dëmshëm për trupin. Avujt HNO 3 lënë ulçera, shkaktojnë inflamacion akut dhe acarim të rrugëve të frymëmarrjes.

Acidi azotik

Acidi nitrik shpesh ngatërrohet me acidin nitrik, por ka një ndryshim midis tyre. Fakti është se është shumë më i dobët se azoti, ka veti dhe efekte krejtësisht të ndryshme në trupin e njeriut.

HNO 2 ka gjetur aplikim të gjerë në industrinë kimike.

Acidi hidrofluorik

Acidi hidrofluorik (ose fluori i hidrogjenit) është një tretësirë ​​e H 2 O me HF. Formula e acidit është HF. Acidi hidrofluorik përdoret në mënyrë shumë aktive në industrinë e aluminit. Përdoret për të tretur silikatet, gdhendjen e silikonit dhe qelqit silikat.

Fluori i hidrogjenit është shumë i dëmshëm për trupin e njeriut, në varësi të përqendrimit të tij, mund të jetë një narkotik i lehtë. Nëse bie në kontakt me lëkurën, në fillim nuk ka ndryshime, por pas disa minutash mund të shfaqet një dhimbje e mprehtë dhe djegie kimike. Acidi hidrofluorik është shumë i dëmshëm për mjedisin.

Acidi klorhidrik

HCl është klorur hidrogjeni dhe është një acid i fortë. Kloruri i hidrogjenit ruan vetitë e acideve që i përkasin grupit të acideve të forta. Acidi është transparent dhe i pangjyrë në pamje, por pi duhan në ajër. Kloruri i hidrogjenit përdoret gjerësisht në industrinë metalurgjike dhe ushqimore.

Ky acid shkakton djegie kimike, por hyrja në sy është veçanërisht e rrezikshme.

Acidi fosforik

Acidi fosforik (H 3 PO 4) është një acid i dobët në vetitë e tij. Por edhe acidet e dobëta mund të kenë vetitë e atyre të forta. Për shembull, H 3 PO 4 përdoret në industri për të rivendosur hekurin nga ndryshku. Për më tepër, acidi fosforik (ose ortofosforik) përdoret gjerësisht në bujqësi - prej tij bëhen shumë plehra të ndryshëm.

Vetitë e acideve janë shumë të ngjashme - pothuajse secila prej tyre është shumë e dëmshme për trupin e njeriut, H 3 PO 4 nuk bën përjashtim. Për shembull, ky acid gjithashtu shkakton djegie të rënda kimike, gjakderdhje nga hundët dhe copëtim të dhëmbëve.

Acidi karbonik

H 2 CO 3 është një acid i dobët. Përftohet duke tretur CO 2 (dioksid karboni) në H 2 O (ujë). Acidi karbonik përdoret në biologji dhe biokimi.

Dendësia e acideve të ndryshme

Dendësia e acideve zë një vend të rëndësishëm në pjesët teorike dhe praktike të kimisë. Duke ditur densitetin, mund të përcaktoni përqendrimin e një acidi të caktuar, të zgjidhni problemet e llogaritjes kimike dhe të shtoni sasinë e saktë të acidit për të përfunduar reaksionin. Dendësia e çdo acidi ndryshon në varësi të përqendrimit. Për shembull, sa më e lartë të jetë përqindja e përqendrimit, aq më e lartë është dendësia.

Karakteristikat e përgjithshme të acideve

Absolutisht të gjitha acidet janë (d.m.th., ato përbëhen nga disa elementë të tabelës periodike), dhe ato domosdoshmërisht përfshijnë H (hidrogjen) në përbërjen e tyre. Më tej do të shohim se cilat janë të zakonshme:

1. Të gjithë acidet që përmbajnë oksigjen (në formulën e të cilave O është i pranishëm) formojnë ujë pas dekompozimit, dhe gjithashtu ato pa oksigjen dekompozohen në substanca të thjeshta (për shembull, 2HF zbërthehet në F 2 dhe H 2).
2. Acidet oksiduese reagojnë me të gjitha metalet në serinë e aktivitetit metalik (vetëm ato që ndodhen në të majtë të H).
3. Ato ndërveprojnë me kripëra të ndryshme, por vetëm me ato që janë formuar nga një acid edhe më i dobët.

Acidet ndryshojnë ndjeshëm nga njëri-tjetri në vetitë e tyre fizike. Në fund të fundit, ato mund të kenë një erë ose jo, dhe gjithashtu të jenë në një sërë gjendjesh fizike: të lëngshme, të gazta dhe madje edhe të ngurta. Acidet e ngurta janë shumë interesante për t'u studiuar. Shembuj të acideve të tilla: C 2 H 2 0 4 dhe H 3 BO 3.

Përqendrimi

Përqendrimi është një vlerë që përcakton përbërjen sasiore të çdo zgjidhjeje. Për shembull, kimistët shpesh duhet të përcaktojnë se sa acid sulfurik i pastër është i pranishëm në acidin e holluar H 2 SO 4. Për ta bërë këtë, ata derdhin një sasi të vogël acidi të holluar në një filxhan matës, e peshojnë atë dhe përcaktojnë përqendrimin duke përdorur një tabelë densiteti. Përqendrimi i acideve është i lidhur ngushtë me densitetin, shpesh, gjatë përcaktimit të përqendrimit, ka probleme llogaritëse ku duhet të përcaktoni përqindjen e acidit të pastër në një zgjidhje.

Klasifikimi i të gjitha acideve sipas numrit të atomeve H në formulën e tyre kimike

Një nga klasifikimet më të njohura është ndarja e të gjitha acideve në acide monobazike, dybazike dhe, në përputhje me rrethanat, tribazike. Shembuj të acideve monobazike: HNO 3 (nitrik), HCl (klorhidrik), HF (hidrofluorik) dhe të tjerë. Këto acide quhen monobazike, pasi ato përmbajnë vetëm një atom H. Ka shumë acide të tilla, është e pamundur të mbani mend absolutisht secilin. Thjesht duhet të mbani mend se acidet klasifikohen sipas numrit të atomeve H në përbërjen e tyre. Acidet dibazike përcaktohen në mënyrë të ngjashme. Shembuj: H 2 SO 4 (sulfurik), H 2 S (sulfidi i hidrogjenit), H 2 CO 3 (thëngjilli) dhe të tjera. Tribazik: H 3 PO 4 (fosforik).

Klasifikimi bazë i acideve

Një nga klasifikimet më të njohura të acideve është ndarja e tyre në që përmbajnë oksigjen dhe pa oksigjen. Si të mbani mend, pa e ditur formulën kimike të një lënde, se ajo është një acid që përmban oksigjen?

Të gjithë acideve pa oksigjen u mungon elementi i rëndësishëm O - oksigjen, por ato përmbajnë H. Prandaj, emrit të tyre i bashkangjitet gjithmonë fjala "hidrogjen". HCl është një sulfid hidrogjeni H2S.

Por ju gjithashtu mund të shkruani një formulë bazuar në emrat e acideve që përmbajnë acid. Për shembull, nëse numri i atomeve O në një substancë është 4 ose 3, atëherë prapashtesa -n-, si dhe mbaresa -aya-, i shtohen gjithmonë emrit:

• H 2 SO 4 - squfur (numri i atomeve - 4);
• H 2 SiO 3 - silic (numri i atomeve - 3).

Nëse substanca ka më pak se tre atome oksigjen ose tre, atëherë prapashtesa -ist- përdoret në emër:

• HNO 2 - azotike;
• H 2 SO 3 - squfur.

Vetitë e përgjithshme

Të gjitha acidet kanë shije të thartë dhe shpesh pak metalike. Por ka prona të tjera të ngjashme që ne do t'i shqyrtojmë tani.

Ka substanca të quajtura tregues. Treguesit ndryshojnë ngjyrën e tyre, ose ngjyra mbetet, por hija e saj ndryshon. Kjo ndodh kur treguesit ndikohen nga substanca të tjera, të tilla si acidet.

Një shembull i ndryshimit të ngjyrës është një produkt kaq i njohur si çaji dhe acidi citrik. Kur limoni i shtohet çajit, çaji gradualisht fillon të shkëlqejë dukshëm. Kjo për faktin se limoni përmban acid citrik.

Ka shembuj të tjerë. Lakmusi, i cili ka ngjyrë jargavani në një mjedis neutral, bëhet i kuq kur shtohet acidi klorhidrik.

Kur tensionet janë në serinë e tensionit para hidrogjenit, lëshohen flluska gazi - H. Megjithatë, nëse një metal që është në serinë e tensionit pas H vendoset në një provëz me acid, atëherë nuk do të ndodhë asnjë reagim dhe nuk do të ketë gaz. liruar. Pra, bakri, argjendi, merkuri, platini dhe ari nuk do të reagojnë me acidet.

Në këtë artikull kemi shqyrtuar acidet kimike më të famshme, si dhe vetitë dhe dallimet e tyre kryesore.